备战2025年高考化学抢押秘籍（黑吉辽蒙专用）抢分法宝1回归教材用心看（2）必修第二册（含答案）
文档属性
| 名称 | 备战2025年高考化学抢押秘籍（黑吉辽蒙专用）抢分法宝1回归教材用心看（2）必修第二册（含答案） |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 4.9MB | ||
| 资源类型 | 试卷 | ||
| 版本资源 | 其它版本 | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2025-04-27 18:59:04 | ||
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文档简介
抢分法宝 回归教材用心看（二）
必读教材基础知识
目 录
《第五章 化工生产中的重要非金属元素》回看索引
《第五章 化工生产中的重要非金属元素》重点知识总结
《第六章 化学反应与能量》回看索引
《第六章 化学反应与能量》重点知识总结
《第七章 有机化合物》回看索引
《第七章 有机化合物》重点知识总结
《第八章 化学与可持续发展》回看索引
《第八章 化学与可持续发展》重点知识总结
《必修第二册》回看测试
《第五章 化工生产中的重要非金属元素》回看索引
P2：硫有多种同素异形体。游离态的硫存在于火山喷口附近或地壳的岩层里。硫俗称硫黄，是一种黄色晶体，硫难溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳。试管内壁的硫可以用热碱洗涤（3S+6NaOH2Na2S+Na2SO3+3H2O）。
P2：1体积的水可以溶解约40体积的二氧化硫
P3：【实验5-1】SO2溶于水时可与水反应生成亚硫酸 可逆反应
P3：SO3溶于水时发生剧烈反应生成硫酸
P3：SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O
P3：【实验5-2】二氧化硫的漂白性 SO2能使品红褪色，加热又恢复原来的颜色，这是由于它能与某些（遇紫色石蕊溶液只变红）有些物质化合生成不稳定的无色物质，该不稳定的无色物质会慢慢分解，受热则很快分解恢复原来的颜色。SO2的漂白是化合作用，属于暂时性漂白，Na2O2、HClO的漂白为强氧化性，为永久性漂白，不能恢复原来的颜色。SO2还能杀菌消毒，SO2和某些含硫化合物的漂白作用也被一些不法厂商非法用来加工食品，以使食物增白，食用这类食品对人体的肝、肾等有严重的损害，并有致癌作用。空气中SO2的主要来源是大量燃烧煤、石油等化石燃料，其次是来自火山爆发和金属冶炼厂、硫酸厂等的工业废气。
P4：资料卡片——食品中的二氧化硫 二氧化硫可用于杀菌消毒，还是一种食品添加剂
P4：图5-4 工业制硫酸的原理示意图
P4：图5-5 浓硫酸与蔗糖反应 浓硫酸具有吸水性、脱水性、强氧化性三大特性。吸水性常用作干燥剂，不能干燥NH3[不是因为强氧化性。2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4]和还原性气体如H2S、HBr、HI。但可以干燥SO2。脱水性属于化学变化。P101图4－31黑面包实验的具体操作为在烧杯中放入适量蔗糖，用少量水调成糊状，注入浓硫酸，用玻棒搅拌。蔗糖变黑，体积膨胀，放出大量热，放出有刺激性气味的气体。黑面包实验体现了浓硫酸的脱水性和氧化性。有关反应为：C12H22O11=12C+11H2O；2H2SO4(浓)+CCO2↑+2H2O+2SO2↑。右图是C与浓H2SO4反应产物的鉴别。装置A中观察到的现象是白色粉末逐渐变蓝，装置B的作用是检验SO2，C的作用是除SO2，D的作用是检验SO2是否除尽，装置E中的试剂为澄清石灰水，用于检验CO2。强氧化性：在温下，浓硫酸能使铁、铝钝化。加热时浓硫酸能与大多数金属反应，但不生成氢气。
P5：【实验5-3】加热条件下，铜与浓硫酸反应 铜在加热时与浓硫酸反应，其化学方程式为Cu+2H2SO4(浓) CuSO4+SO2↑+2H2O。若铜过量，硫酸不能反应完，与MnO2与浓盐酸类似。与硫化氢、溴化氢、FeS等还原剂反应：H2S+H2SO4(浓)=S+SO2↑+2H2O、2HBr+H2SO4(浓)Br2+SO2↑+2H2O，2FeS+6H2SO4(浓)=Fe2(SO4)3+2S↓+3SO2↑+6H2O。图5-6 终止反应的操作是：向上拉铜丝。加热生成的气体通入品红溶液褪色。通入石蕊溶液生成H2SO3也只变红不褪色。硫酸工业所涉及的反应：4FeS2+11O2Fe3O4+8SO2、2SO2+O22SO3、SO3+H2O=H2SO4。
P6：资料卡片——硫酸盐：硫酸钙、硫酸钡、硫酸铜
P6：【实验5-4】硫酸根离子的检验
P6：思考与讨论——粗盐中除去可溶性硫酸盐及MgCl2、CaCl2等杂质的方法 除去粗盐中的Ca2+、Mg2+、SO42-等杂质，先加入过量的BaCl2，至沉淀不再产生后，再加入过量的Na2CO3、NaOH，充分反应后将沉淀一并滤去，经检测发现滤液中仍含有一定量的SO42-，其原因是BaSO4和BaCO3的Ksp差不大，当溶液中存在大量的CO32-时，BaSO4就会部分转化为BaCO3。其中Na2CO3的作用是：除Ca2+和过量的Ba2+。所以试剂加入顺序Na2CO3在之BaCl2后。
P7：资料卡片——自然界中硫的存在和转化
P11：氮的固定、自然固氮 氮的固定是指将游离态的氮转变为氮的化合物叫做氮的固定。
P12：人工固氮
P12：图5-9 自然界中氮的循环
P12：科学史话——合成氨
P13：【实验5-5】NO2溶于水 NO2溶于水生成HNO3（3NO2+H2O==2HNO3+NO）。工业上制取HNO3的原理。以3NO2+H2O=2HNO3+NO 和2NO+O2==2NO2两个反应为基础作变形处理。
当V(NO2): V(O2)=4:1时，NO2可完全转化为硝酸： 4NO2+O2+2H2O=4HNO3
当V(NO): V(O2)=4:3时，NO可完全转化为硝酸： 4NO+3O2+2H2O=4HNO3
P13：氨易液化，液化时吸收大量的热，氨常用作致冷剂。
P13：【实验5-6】氨溶于水的喷泉实验 利用氨气极易溶于水可以做喷泉实验，图5－11氨溶于水的喷泉实验，引发喷泉实验的操作是打开止水夹，挤压胶头滴管。CO2与较浓的NaOH溶液，HCl和H2O都可以做喷泉实验。
P14：1体积水大约可溶解700体积氨。氨气极易溶于水是因为：氨分子是极性分子（相似相溶）、与水分子形成氢键、与水反应生成NH3 H2O。一水合氨是弱电解质，氨水是混合物，NH3·H2O中有一小部分电离形成NH4+和OH-。
P14：图5-12 氨与氯化氢的反应 氨水的密度随着浓度的增大而减小，蘸有浓氨水的玻棒和蘸有浓盐酸的玻棒靠近，产生大量的白烟（NH3+HCl=NH4Cl）。
P14：氨的催化氧化生成NO：4NH3+5O24NO+6H2O(催化剂：Pt或Fe)，氨在纯氧中燃烧生成N2：NH3+3O22N2+6H2O，可以用浓氨水检验氯气管道是否漏气8NH3+3Cl2=N2+6NH4Cl。
P14：【实验5-7】铵盐溶液与碱溶液反应：NH4+的检验
P15：实验室制取氨气 装置中发生的化学反应方程式为:2NH4Cl+Ca(OH)2CaCl2+2NH3↑+2H2O（该反应不能改为离子方程式）、干燥氨气通常用碱石灰（NaOH和CaO），不能用浓硫酸或无水CaCl2代替。收集NH3只能用向下排空气法。实验也可以用加热浓氨水或在氨水中加入CaO或NaOH固体的方法来快速制备氨气（用平衡移动原理分析）。检验NH3是否收集满的方法是：收集时在容器口要塞一团棉花，若出现下列现象之一，说明NH3已经收集满，注意仔细观察：试管底略高于试管口，棉花团的作用，收集气体的方法，导管口的位置，润湿的红色石蕊试纸的位置。
P15：硝酸是无色、易挥发、有刺激性气味的液体。浓硝酸见光或受热会分解产生NO2。
P15：【实验5-8】浓、稀硝酸与铜反应 图5-14 终止反应的操作是：向上拉铜丝。
硝酸具有强氧化性，浓硝酸的氧化性比稀硝酸强（氧化性还原性强弱是得失电子的能力而不是多少），浓硝酸和稀硝酸的分别被还原为NO2和NO，活泼金属与硝酸反应，硝酸的还原产物很复杂。如Mg稀HNO3:4Mg+10HNO3=4Mg(NO3)2+NH4NO3+3H2O,金属越活泼，HNO3越稀，还原产生的价态越低。浓硝酸的浓度一般为69%，浓硫酸为98%，浓盐酸为37%，浓硝酸不稳定，受热易分解（4HNO34NO2↑＋2H2O+O2↑），保存在密封、阴凉、玻璃塞、棕色瓶中。
铜和稀硝酸反应停止后，再加入稀H2SO4，铜继续溶解：3Cu+8H++NO3-(稀)=3Cu2++2NO↑+4H2O；过量的铁和稀硝酸反应：3Fe+8H++NO3-(稀)=3Fe2++2NO↑+4H2O；Fe(OH)2溶于稀硝酸：3Fe(OH)2+4H++NO3-=3Fe3++NO↑+2H2O；H+、NO3-、SO32-不能大量共存：2H++2NO3-+3SO32-=3SO42-+2NO↑+H2O；H+、NO3-、Fe2+不能大量共存：4H++NO3-+3Fe2+=2H2O+NO↑+3Fe3+。
P15：资料卡片——王水 王水是浓硝酸和浓盐酸的混合物（体积比为1：3），能溶解硝酸不能溶解的金属如：铂和金。
P15：常温下可以用铁或铝制容器来盛装浓硝酸或浓硫酸及其原因
P16：思考与讨论——工业上制硝酸的反应原理
P16：图5-15 酸雨的形成示意图 二氧化硫、氮氧化物以及它们在大气中发生反应后的生成物溶于雨水会形成酸雨。正常雨水由于溶解了CO2，其pH约为5.6，而酸雨的pH小于5.6
P18：T6
P19：传统的无机非金属材料多为硅酸盐材料：陶瓷、玻璃、水泥
P19：资料卡片——硅酸盐的结构
P20：陶瓷、玻璃的原料及制备过程 普通玻璃是以纯碱、石灰石和石英为原料，在玻璃窑中熔化制得的。
P21：水泥的原料及制备过程 水泥是以黏土和石灰石为主要原料，在水泥回转窑中煅烧，再加入适量的石膏研成细粉。普通玻璃和水泥的共同原料是石灰石。
P21：新型无机非金属材料：硅、二氧化硅、新型陶瓷、碳纳米材料（富勒烯、碳纳米管、石墨烯）
P21：硅在自然界主要以硅酸盐（如地壳中的大多数矿物）和氧化物（如水晶、玛瑙）的形式存在，硅是一种亲氧元素，在自然界中它总是与氧相互化合的，在自然界中主要以熔点很高的氧化物SiO2及硅酸盐的形式存在。结晶的SiO2是石英，其中无色透明的是水晶，具有彩色环带或层状的称为玛瑙。沙子中含有小粒的石英晶体。纯净的SiO2是现代光学及光纤制品的基本原料。可以用HF刻蚀玻璃，是因为SiO2可与HF酸反应（SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O），但SiO2不是两性氧化物。SiO2为酸性氧化物，但不溶于水生成硅酸。盛碱溶液的试剂瓶一般用橡胶塞，因为SiO2易与强碱溶液反应，生成硅酸钠使试剂瓶受腐蚀。SiO2为共价晶体，不存在单个的SiO2分子，1mol的SiO2中含有4mol的Si-O键。
P22：资料卡片——高纯硅的制备 粗硅的制取生成的CO，由硅的氧化物制取硅主要的三个化学反应。理解“从沙滩到用户”。
P22：硅的用途：芯片、硅太阳能电池——图5-25 硅是人类将太阳能转化为电能的常用材料 金刚石，晶体硅，碳化硅熔点由低到高的顺序为晶体硅<碳化硅<金刚石。导电性介于导体和绝缘体之间，是良好的半导体材料。在常温下可与氟气、氢氟酸（Si+4HF=SiF4↑+2H2↑）和强碱发生反应（Si+2OH-+H2O=SiO32-+2H2↑）。
P22：二氧化硅的用途：光导纤维——图5-26
P23：科学·技术·社会——新型陶瓷 碳化硅（俗称金刚砂），属于共价晶体。
P23：碳纳米材料：富勒烯、碳纳米管、石墨烯
P25：T3、T4
P27：T4、T5
P28：T6、T7、T9、T10
P29：实验活动4 用化学沉淀法去除粗盐中的杂质离子
P30：实验活动5 不同价态含硫物质的转化
《第五章 化工生产中的重要非金属元素》重点知识总结
一、硫单质的性质及应用
1.硫元素的存在形态
（1）游离态：在火山口附近或地壳的岩层例存在；
（2）化合态：以硫化物和硫酸盐的形式存在，。
2.硫元素的原子结构和性质
硫元素位置 原子结构示意图 非金属性 主要化合价
第三周期、第ⅥA族 比氯、氧弱 －2、＋4、＋6
3.硫单质的物理性质
硫单质俗称硫黄，是一种淡黄色固体；不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2；有多种同素异形体，如单斜硫、斜方硫等。
注：常用CS2将硫单质与其他物质分离，也可用CS2洗去试管内壁上的硫单质。
4.从化合价的角度认识硫单质的化学性质
H2 O2
（1）S的氧化性
S与Fe、Cu、Hg、H2反应的化学方程式依次为
①Fe＋SFeS（黑色难溶于水的物质，可溶于盐酸、稀硫酸）
②2Cu＋SCu2S（黑色难溶于水的物质，不溶于盐酸、稀硫酸）
③S＋Hg===HgS(此反应适用于除去室内洒落的Hg)
④H2＋SH2S（臭鸡蛋气味的气体）。
（2）S的还原性
①S与O2反应的化学方程式为S＋O2SO2，在空气中燃烧火焰为淡蓝色。
②与强氧化剂反应(如浓硫酸)的化学方程式为:S＋2H2SO4(浓)3SO2↑＋2H2O。
（3）既体现S的氧化性又体现S的还原性：S与NaOH溶液反应的化学方程式为:
3S＋6NaOH2Na2S＋Na2SO3＋3H2O
该反应中硫既是氧化剂，又是还原剂，此反应可用于除去试管内黏附的S。
二、硫的氧化物(SO2、SO3)的性质及应用
5.二氧化硫(SO2)
（1）物理性质
二氧化硫是无色、有刺激性气味的有毒气体，密度比空气的大，是大气污染物之一；易溶于水，通常状况下，1体积水溶解约40体积SO2。
（2）化学性质
按要求完成下列方程式：
①酸性氧化物的通性：
a.与水反应：SO2+H2OH2SO3（可逆反应）；H2SO3是中强酸，水溶液能使紫色石蕊试液变红色。
b.与NaOH(足量)反应：2NaOH＋SO2===Na2SO3＋H2O，应用：用NaOH溶液吸收SO2尾气；
与澄清石灰水反应：SO2+Ca(OH)2=CaSO3↓+H2O，与CO2性质相似。
c.与碱性氧化物(CaO)反应反应：CaO＋SO2===CaSO3。
d.与盐(NaHCO3)溶液反应：NaHCO3＋SO2===NaHSO3＋CO2；Na2SO3溶液中通入SO2气体：Na2SO3+SO2+H2O=2NaHSO3。
【名师解读】可逆反应是指在相同条件下既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应，用“”连接。可逆反应具有三性：双向性、同时性、共存性（反应物不能完全转化为生成物，反应物和生成物共存)。
②氧化性(如与H2S溶液反应)：
SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O
③还原性：
a.与O2反应：2SO2＋O22SO3（可逆反应）；
b.与氯水反应：Cl2＋SO2＋2H2O===2HCl＋H2SO4(还可使溴水、碘水褪色)
c.能使酸性高锰钾溶液褪色：5SO2＋2H2O+2MnO4-===2Mn2++5SO42-+4H+(离子方程式)
d.与三价铁盐（Fe3+）反应：2Fe3+＋SO2＋2H2O===2Fe2+＋SO42-+4H+
④SO2的特性——漂白性：可使品红溶液等有机色质褪色，生成不稳定的化合物，是一个可逆过程，受热恢复原色。
（4）SO2的用途
①漂白纸浆、毛、丝等。
②用于杀菌消毒，还是一种食品添加剂。
6.三氧化硫(SO3)
SO3在标准状况下为无色、针状晶体，为酸性氧化物，能与水反应：SO3＋H2O===H2SO4，放出大量的热，它跟碱性氧化物或碱都能反应生成硫酸盐，同时具有强氧化性。
7.硫的氧化物的污染与治理
（1）来源：含硫化石燃料的燃烧及含硫金属矿物的冶炼等。
（2）危害：危害人体健康，形成酸雨(pH小于5.6)。
（3）治理：燃煤脱硫，改进燃烧技术。
（4）硫酸型酸雨的形成途径有两个：
途径1：空气中飘尘的催化作用，2SO2＋O22SO3、SO3＋H2O===H2SO4。
途径2：SO2＋H2OH2SO3、2H2SO3＋O2===2H2SO4。
三、硫酸
8.硫酸的物理性质
（1）纯硫酸是一种无色油状液体，沸点高（沸点约338℃，高沸点酸能用于制备低沸点酸），难挥发；密度比水大，98%的浓硫酸的密度为1.84g/cm3。
（2）溶解性：浓硫酸与水以任意比互溶，溶解时可放出大量热。
（3）稀释方法：将浓硫酸沿器壁慢慢注入水中并不断搅拌。
9.硫酸的化学性质
（1）稀硫酸具有酸的通性
硫酸是强电解质，硫酸在水里很容易电离出氢离子，在水溶液中的电离方程式为H2SO4===2H＋＋SO，具有酸的通性，能使石蕊溶液变红，还能与活泼金属、碱、碱性氧化物及某些盐反应。
①指示剂变色：石蕊变红；酚酞不变色。
②与金属（如Fe、Al）反应：Fe+H2SO4==FeSO4+H2↑ ；2Al + 3H2SO4 ==Al2(SO4)3 + 3H2↑
③与碱（如NaOH、Ba(OH)2）反应：2NaOH+H2SO4==Na2SO4+2H2O；Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO===BaSO4↓＋2H2O；
④与碱性氧化物（如CuO、MgO）反应：CuO +H2SO4 == CuSO4 +H2O；MgO＋2H＋===Mg2＋＋H2O；
⑤与某些盐（如BaCl2、Na2SO3）反应：BaCl2+H2SO4==BaSO4↓+ 2HCl；SO＋2H＋===H2O＋SO2↑；
（2）浓H2SO4的特性
①吸水性与脱水性的区别
a.浓硫酸吸水是把物质本身中含有的自由H2O分子或结晶水吸收。
b.浓硫酸脱水是把本身不含水的有机物中的氢元素和氧元素按原子个数比2∶1的形式脱去，如向蔗糖中加入浓硫酸时，蔗糖逐渐变黑，体积膨胀，变成疏松多孔的海绵状黑色固体C，C被浓硫酸氧化放出有刺激性气味的气体，C12H22O1112C+11H2O，C+2H2SO4(浓) CO2↑+2H2O+2SO2↑， 体现了浓硫酸具有脱水性、强氧化性。
c.二者的本质区别是物质中有没有现成的水分子。
d.利用浓硫酸的吸水性，常用浓硫酸作干燥剂，浓硫酸可以干燥H2、Cl2、O2、SO2、N2、CO2、CO、CH4等气体，但是它不能用来干燥碱性气体（如NH3）和强还原性气体（如HBr、HI、H2S）。
注意：在浓硫酸作用下，结晶水合物失去结晶水属于浓硫酸的吸水性。
②强氧化性：在浓硫酸中主要是以硫酸分子的形式存在，体现的是硫酸分子的性质。在硫酸分子中，存在+6价硫，很容易得电子被还原，所以具有很强的氧化性。浓硫酸能将大多数金属（如Cu）或非金属（如C）氧化：
a.Fe、Al的钝化
常温下，当Fe、Al等金属遇到浓硫酸时，会与浓硫酸发生反应，表面生成一层致密的氧化物薄膜而出现“钝化”现象。
b.浓硫酸与不活泼金属或非金属反应的规律：
由于浓硫酸具有强氧化性，故存在与稀硫酸不同的化学性质，能够与不活泼金属或非金属发生反应，反应过程中有如下规律：
I、反应要加热，否则不反应；
II、还原产物一般是SO2。一般金属被氧化为高价态的硫酸盐，非金属被氧化为高价态氧化物或含氧酸。
III、浓硫酸与金属反应时，既表现酸性又表现强氧化性，而与非金属反应时，只表现强氧化性。如：
Cu+2H2SO4(浓) CuSO4 + 2H2O +SO2↑
2Ag+2H2SO4 (浓) Ag2SO4+SO2↑+2H2O
C+2H2SO4(浓) CO2↑+2H2O+2SO2 ↑
S+2H2SO4 (浓) 3SO2↑+2H2O
IV、随着反应的进行，浓硫酸浓度变小，一旦变为稀硫酸，反应就停止。
c.浓硫酸氧化含低价非金属元素的化合物
H2S+H2SO4 (浓)==S↓+SO2↑+2H2O或H2S+3H2SO4 (浓)4SO2↑+4H2O
2HI+H2SO4 (浓)==I2+SO2↑+2H2O
2HBr+H2SO4 (浓)==Br2+SO2↑+2H2O
【特别提醒】①H2SO4是高沸点、难挥发性的强酸，利用这一性质可以制取HCl和HF：H2SO4(浓)＋NaClNaHSO4＋HCl↑，CaF2＋H2SO4===CaSO4＋2HF↑。
②由“量变”引起的“质变”：金属(如Cu、Zn等)与浓H2SO4反应时，要注意H2SO4浓度对反应产物的影响。开始阶段产生SO2气体，随着反应的进行，H2SO4的浓度变小，最后变为稀H2SO4，Cu与稀H2SO4不反应，Zn与稀H2SO4反应生成H2而不是SO2。
10.硫酸的用途
（1）重要的化工原料，可用于制化肥、农药、炸药、染料，用于精炼石油等，硫酸的产量是衡量一个国家化学工业发展水平的标志。
（2）金属加工前的酸洗，消除金属表面的氧化物。
（3）制取各种挥发性酸、硫酸盐、作干燥剂等，是实验室里常用的试剂。
11.硫酸的工业制备
（1）硫酸工业制备的工艺流程
（2）硫酸工业制备中的四个“三”
三步骤 三原料 三反应 三设备
黄铁矿煅烧（造气：二氧化硫的制取和净化） 黄铁矿（或硫黄） 4FeS2＋11O22Fe2O3＋8SO2 沸腾炉
SO2的催化氧化 空气 2SO2＋O22SO3 接触室
SO3吸收和硫酸的生成 98.3%的浓硫酸(代替水) SO3＋H2O===H2SO4 吸收塔
【名师提醒】不用水吸收SO3的原因是用水吸收会放出大量的热，形成酸雾，吸收效果差，同时酸雾易腐蚀设备。
四、硫酸盐
12、生产生活中的几种硫酸盐
硫酸盐 主要成分及性质 主要应用
硫酸钙 ①石膏(CaSO4·2H2O)加热到150℃变成熟石膏(2CaSO4·H2O)； ②熟石膏与水混合后凝固，重新变成石膏。 ①制作模型和医疗用的石膏绷带； ②调节水泥的硬化速率。
皓矾 ZnSO4·7H2O 用于制造白色颜料和钡餐
绿矾 FeSO4·7H2O ①在医疗上用于生产治贫血的药剂； ②工业上用于生产净水剂和颜料
硫酸铜 CuSO4· (胆矾) ①检验酒精中是否含有少量水； ②与石灰乳混合制备波尔多液。 ③在农业中用作微量元素肥料
芒硝 Na2SO4·10H2O ①在工业上用于制造玻璃和造纸； ②在农业中用作肥料
明矾 KAl(SO4)2·12H2O易溶于水，溶液呈酸性，水解生成胶体 ①在工业上用于水处理净化剂； ②可用于制造颜料和防火材料
硫酸钡 自然界中的硫酸钡以重晶石的形式存在，不溶于水和酸，且不易被X射线透过 ①生产其他钡盐； ②用作消化系统X射线检查的内服药剂，俗称“钡餐”。
13、硫酸根离子的检验
（1）实验探究：SO的检验
实验操作
实验现象 先生成白色沉淀，加入稀盐酸后沉淀不溶解 先生成白色沉淀，加入稀盐酸后沉淀不溶解 先生成白色沉淀，加入稀盐酸后沉淀溶解，且有气泡产生
离子方程式 Ba2＋＋SO=BaSO4↓ Ba2＋＋SO=BaSO4↓ Ba2＋＋CO===BaCO3↓； BaCO3＋2H＋===Ba2＋＋H2O＋CO2↑
实验结论 SO与Ba2＋反应生成不溶于稀盐酸的白色BaSO4沉淀 CO与Ba2＋反应生成的白色沉淀BaCO3可溶于稀盐酸
（2）检验SO的正确操作及解释
①原理：利用Ba2＋＋SO===BaSO4↓（白色），BaS04不溶于稀盐酸、稀硝酸的特性来检验硫酸根离子。
②试剂：可溶性钡盐(BaCl2)、稀盐酸。
③操作方法：待检验溶液取清液有无白色沉淀产生(判断有无SO)
④排除干扰
a.Ag＋干扰：用盐酸酸化可排除Ag+的干扰。
b.CO、SO、PO43-干扰：BaCO3,、BaSO3、Ba3(PO4)2都是白色沉淀，与BaSO4白色沉淀不同的是，这些沉淀可溶于强酸中，因此检验SO时，必须先用稀盐酸酸化。
【特别提醒】不能用稀硝酸酸化，因在酸性条件下，SO32-、HSO3-等会被溶液中的NO3-氧化为SO,从而干扰检验结果。
c.整个过程中可能发生反应的离子方程式：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O、SO＋2H＋===SO2↑＋H2O、Ag＋＋Cl－===AgCl↓、Ba2＋＋SO===BaSO4↓。
（3）SO检验的应用——粗盐提纯
①物质的分离和提纯的“三个必须”和“四个原则”
a． 三个必须IV
I、除杂试剂必须稍过量。
II、过量试剂必须除尽。
III、除杂途径选最佳，有多种杂质时除杂顺序必须合理。
b. 四个原则
②若除去粗盐中杂质(硫酸盐、CaCl2、MgCl2)，将选用的试剂及反应的离子方程式填入下表：
杂质 加入的试剂 离子方程式
硫酸盐 氯化钡溶液 Ba2＋＋SO===BaSO4↓
CaCl2 碳酸钠溶液 Ca2＋＋CO===CaCO3↓
MgCl2 烧碱溶液 Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓
③试剂加入的顺序
原则：Na2CO3溶液加入顺序在BaCl2溶液之后；加入盐酸在过滤之后。通常顺序可以为
a.BaCl2溶液―→NaOH溶液―→Na2CO3溶液―→盐酸；
b.NaOH溶液―→BaCl2溶液―→Na2CO3溶液―→盐酸；
C.BaCl2溶液―→Na2CO3溶液―→NaOH溶液―→盐酸。
五、硫及其化合物的相互转化及应用
14.理清硫元素的化合价与氧化性、还原性之间的关系
15.构建硫及其化合物转化网络
16.掌握硫及其化合物之间的转化规律
（1）相同价态硫的转化是通过酸、碱反应实现的
如：
写出②、③、④反应的化学方程式：
②H2SO3＋2NaOH===Na2SO3＋2H2O；
③Na2SO3＋H2SO4===Na2SO4＋H2O＋SO2↑；
④SO2＋Na2SO3＋H2O===2NaHSO3。
（2）不同价态硫的转化是通过氧化还原反应实现的
当硫元素的化合价升高或降低时，一般升高或降低到其相邻的价态，即台阶式升降，可用下图表示
注意：（1）同种元素相邻价态的粒子间不发生氧化还原反应，如S和H2S、S和SO2、SO2和浓硫酸之间不发生氧化还原反应。
（2）当硫元素的高价态粒子与低价态粒子反应时，一般生成中间价态，如2Na2S＋Na2SO3＋3H2SO4===3Na2SO4＋3S↓＋3H2O。
17、自然界中硫的存在和转化
1）自然界中硫的存在
（1）游离态的硫主要存在于火山口附近或地壳的岩层中。
（2）化合态的硫广泛存在于动植物体内和海洋、大气、地壳中：
①动植物体内：含硫蛋白质等；
②岩层深处和海底的无氧环境中：金属硫化物，如黄铁矿(FeS2)、黄铜矿(CuFeS2)等；
③地表附近的富氧环境中：硫酸盐，如石膏(CaSO4·2H2O)、芒硝(Na2SO4·10H2O)等；
④大气中：少量的H2S、SO2、SO3等。
2）自然界中不同价态含硫物质的转化
六、氮气与氮的固定
18．氮元素的原子结构和性质
（1）氮元素的原子结构
氮元素位于元素周期表的第二周期第ⅤA族，氮原子的原子结构示意图：,氮原子最外层有5个电子，既不容易得到3个电子，也不容易失去5个电子。氮原子一般通过共用电子对与其他原子相互结合构成物质。
（2）氮元素在自然界中的存在
①游离态：主要以氮气分子的形式存在于空气中，约占78%（体积分数）。
②化合态：存在于动植物体内的蛋白质中，土壤、海洋的硝酸盐和铵盐中。
19．氮气
（1）结构：
①分子式：N2 ②电子式： ③结构式：N≡N ④球棍模型：
（2）物理性质
通常情况下，氮气是无色、无味的气体，密度比空气的稍小，难溶于水（体积比=1：0.02），在压强为101KPa下，氮气在—195.8℃时变成无色液体，氮气分子在—209.9℃时变成雪花状固体。
（3）化学性质
氮分子内两个氮原子间以共价三键(N≡N)结合，断开该化学键需要较多的能量，所以氮气的化学性质很稳定，通常情况下很难与其他物质发生化学反应，但在高温、放电等条件下，氮气也可以与镁、氢气、氧气等物质发生化合反应。
写出氮气与下列物质反应的化学方程式。
①金属镁：N2＋3MgMg3N2，氮气表现氧化性；Mg3N2离子化合物，在水中强烈水解Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3↑，与盐酸反应的方程式为：Mg3N2+8HCl=3MgCl2+2NH4Cl。
②氢气：N2＋3H22NH3，氮气表现氧化性；
③氧气：N2＋O22NO（闪电、汽车引擎中发生的反应），氮气表现还原性。
（4）用途
①氮气常用作保护气，如焊接金属、填充灯泡、保存食品等。
②氮气是合成氨、制硝酸的重要原料。
③雷电是自然界重要的固氮方式。
④液氮可用作制冷剂，应用于医学、科技等领域。
（5）工业制法：
①分离液态空气：
②耗氧法：
（6）实验室制法
①NH3氧化法：2NH3+3CuON2+3Cu+3H2O
②NH4Cl溶液和NaNO2溶液共热法：NH4Cl+NaNO2N2↑+NaCl+2H2O
20．氮的固定
（1）含义：将大气中游离态的氮转化为氮的化合物的过程。
（2）分类：
①自然固氮：高能固氮（大自然通过闪电释放能量将氮气转化为含氮的氧化物）；生物固氮（通过豆科植物的根瘤菌将氮气转化为氨）。
②人工固氮：合成氨(工业上合成氨)；仿生固氮(某些金属有机化合物可起到根瘤菌的作用)。
七、氮的氧化物
21.氮的氧化物的种类
氮有多种价态的氧化物，氮元素从＋1～＋5价都有对应的氧化物，如N2O、NO、N2O3、NO2(或N2O4)、N2O5，其中属于酸性氧化物的是N2O3、N2O5，分别是硝酸、亚硝酸（HNO2）的酸酐。
22.NO和NO2的物理性质、化学性质和制法对比
NO NO2
物理性质 色态味 无色、无味、气体 红棕色、刺激性气味、气体
密度 密度略大于空气 密度比空气大
熔沸点 很低 低，易液化
溶解性 不溶 易溶
化学性质 毒性 有毒 有毒
与水 不反应 3NO2+H2O=2HNO3+NO
NO2既是氧化剂，又是还原剂
与碱 不反应 2NO2+2NaOH=NaNO3+NaNO2+H2O NO＋NO2 ＋2NaOH=2NaNO2 +H2O
氧化性 2NO+2CO=2CO2+N2 2NO2+2KI=I2+2KNO2
还原性 2NO+O2=2NO2
可使KMnO4褪色 可使KMnO4褪色
与O2混合，通入水中 4NO+3O2+2H2O=4HNO3 4NO2+O2+2H2O=4HNO3
制法 实验室制取 3Cu+8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2 +2NO↑+4H2O Cu+4HNO3(浓)===Cu(NO3)2+2NO2 ↑+2H2O
收集方法 排水法 向上排空气法
【特别提醒】①NO2与N2O4存在下列平衡：2NO2N2O4，因此实验测得NO2的平均相对分子质量总大于46。②验证某无色气体为NO的方法是向该无色气体中通入O2(或空气)，无色气体变为红棕色。
23.氮氧化物对环境的污染及防治
（1）常见的污染类型
①光化学烟雾：NOx在紫外线作用下，与碳氢化合物发生一系列光化学反应，产生了一种有毒的烟雾。
②酸雨：NOx排入大气中后，与水反应生成HNO3和HNO2，随雨雪降到地面,pH值<5.6的雨水为酸雨。
③破坏臭氧层：NO2可使平流层中的臭氧减少，导致地面紫外线辐射量增加。
④NO与血红蛋白结合使人中毒。
（2）常见的NOx尾气处理方法
①碱液吸收法：2NO2＋2NaOH===NaNO3＋NaNO2＋H2O、NO2＋NO＋2NaOH===2NaNO2＋H2O，NO2、NO的混合气体能被足量烧碱溶液完全吸收的条件是n(NO2)≥n(NO)。一般适合工业尾气中NOx的处理。
②催化转化法：在催化剂、加热条件下，氨可将氮氧化物转化为无毒气体(N2)；NOx与CO在一定温度下催化转化为无毒气体(N2和CO2)，一般适用于汽车尾气的处理。
③氨气吸收法：8NH3＋6NO27N2＋12H2O；4NH3＋6NO5N2＋6H2O
八、氨的性质
24．氨的分子结构
分子式 电子式 结构式 空间构型 分子极性
NH3 键角107°18′ 三角锥形 极性分子
25．物理性质
（1）氨是一种无色、有刺激性气味的气体，密度比空气的小。氨在加压下容易液化，液化时放热。液氨汽化时吸收大量的热，使周围温度急剧降低，因此工业上可作制冷剂。
（2）氨是一种极易溶于水的气体，常温常压下，1体积水大约可溶解700体积的氨气。
【特别提醒】（1）氨对人的眼、鼻、喉等有刺激作用，接触时应小心。如果不慎接触过多的氨而出现症状，要及时吸入新鲜空气和水蒸气，并用大量水冲洗眼睛。
（2）将NH、HCl、SO2等溶解度很大的气体溶于水时，为防止倒吸，常采用如图所示的装置。
26．实验探究氨气的性质
实验1：喷泉实验
实验5-6 氨气的喷泉实验（必修第二册，P13）
实验装置
实验原理 氨气极易溶于水（NH3＋H2ONH3·H2ONH4+＋OH-），导致容器内的气体压强变小，容器 内外产生压强差，外界大气压将水压入从而形成喷泉。
实验用品 氨气、酚酞溶液、水；圆底烧瓶、玻璃管、胶头滴管、烧杯、铁架台。
实验步骤 如图5-11，在干燥的圆底烧瓶里充满氨，用带有玻璃管和滴管（预先吸入水）的塞子塞紧瓶口。倒置烧瓶，使玻璃管插入盛有水的烧杯（预先在水里滴入少量酚酞溶液）。打开橡胶管上的弹簧夹，挤压滴管，使少量水进入烧瓶。观察并描述现象，分析出现这些现象的可能原因。
实验现象 烧杯中的溶液由玻璃管进入烧瓶，形成喷泉，瓶内液体呈红色。
实验结论 氨极易溶于水，水溶液呈弱碱性。
原理解释 氨极易溶于水，使烧瓶内的压强迅速减小，导致烧杯中的水在大气压的作用下进入烧瓶。
实验说明 ①实验成功的关键：a.装置的气密性要好；b.烧瓶要干燥；c.氨气要充满。 ②若无胶头滴管引发喷泉，可采用热敷法或冷敷法引发喷泉。
实验2：氨气与HCl反应
①实验操作：将分别蘸有浓盐酸和浓氨水的玻璃棒靠近。
②实验现象：有白烟生成。
③实验结论：氨与氯化氢反应生成白色晶体。
27．氨的化学性质
（1）氨与水的反应
氨的水溶液俗称氨水，显弱碱性，反应的方程式为NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－。
a.氨溶于水得氨水，氨水是混合物，溶液中存在的微粒有三种分子：NH3·H2O、NH3、H2O；三种离子：NH4+、OH－及少量的H+。
b.NH3·H2O为可溶性一元弱碱，具有碱的通性。氨水可使紫色石蕊试液变蓝，故常用湿润的红色石蕊试纸检验NH3的存在。
c.NH3·H2O不稳定，易分解：NH3·H2ONH3↑＋H2O。
【特别提醒】①NH3是中学化学中唯一的碱性气体，能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，可在推断题中作为解题突破口。
②氨水呈碱性，NH3·H2O属于一元弱碱，计算氨水的浓度时，溶质按NH3进行计算。
（2）氨与酸的反应
两根分别蘸取浓氨水和浓盐酸或浓硝酸的玻璃棒，靠近时，产生大量白烟，反应方程式为：NH3＋HCl===NH4Cl（白烟）或NH3+HNO3=NH4NO3（白烟）。
2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4
【特别提醒】氨与酸反应的实质是NH3与H+（质子)结合形成NH4+。氨几乎能与所有的酸（难溶性酸除外，如H2Si03等）反应生成盐，所以氨不能用浓H2S04干燥。
（3）与盐溶液的反应，一般生成难溶的碱，
①氯化铁溶液与氨水反应的离子方程式：Fe3++3NH3·H2O==Fe(OH)3↓+3NH4+
②AlCl3与过量氨水反应的离子方程式：Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH。
【特别提醒】与Cu2+、Zn2+、 Ag+反应先生成沉淀Cu(OH)2、Zn(OH)2、 Ag2O，继续加入NH3·H2O或通入NH3，沉淀溶解，分别生成Cu(NH3)42+、Zn(NH3)42+、 Ag(NH3)2+。
（4）氨的还原性
①氨的催化氧化，反应化学方程式：4NH3＋5O24NO＋6H2O，NH3在反应中作还原剂。
应用：工业上制取硝酸。
【特别提醒】N0很容易与O2化合，为什么氨的催化氧化反应的产物是NO而不是NO2呢？这是因为NO在常温下易与O2化合，而加热时N02不稳定，易分解为N0和O2,150℃时几乎分解完全，所以氨被O2氧化生成N0。待冷却后N0与O2反应转化为NO2。
②氨在加热条件下和氧化铜反应生成铜和氮气，反应的化学方程式为2NH3＋3CuO3Cu＋N2＋3H2O(用于实验室制少量N2)。
③在纯氧中燃烧：4NH3＋3O22N2＋6H2O。
④与氯气反应：2NH3＋3Cl2===N2＋6HCl或8NH3＋3Cl2===N2＋6NH4Cl(用于检验Cl2管道泄漏)。
28.氨的用途
①氨是氮肥工业，有机合成工业，制造硝酸、铵盐和纯碱的原料。
②NH3易液化，当液态NH3汽化时要吸收大量的热，使周围温度急剧降低，因此，液氨常用作制冷剂。
九、铵盐的性质与铵盐(NH)的检验
29．铵盐及物理性质
（1）铵盐的概念：铵根离子(NH)与酸根离子形成的化合物，农业上常用的铵态氮肥，如NH4HCO3、(NH4)2SO4、NH4NO3等都属于铵盐。
【特别提醒】氨肥包括铵态氨肥（如硫酸铵、氯化铵等）、硝态氮肥（如KNO3等)、尿素[CO(NH2)2]以及氨水等。铵态氨肥应避免与碱性肥料（如草木灰，主要成分是K2C03)混合施用，否则会使肥效降低。
（2）物理性质：绝大多数铵盐是白色或无色晶体，都易溶于水。
30．铵盐的化学性质
（1）不稳定性
a．NH4Cl受热分解：NH4ClNH3↑＋HCl↑（用于除去或分离铵盐）。
b．NH4HCO3或(NH4)2CO3受热分解：NH4HCO3NH3↑＋CO2↑＋H2O；(NH4)2CO32NH3↑+CO2↑+H2O
c.硝酸铵的分解有四种情况：
①110℃时分解：NH4NO3＝HNO3＋NH3↑
②185℃～200℃分解：NH4NO3＝N2O↑＋2H2O
③230℃以上，同时有弱光：2NH4NO3=2N2↑+O2↑+4H2O
④在400℃以上时，剧烈分解发生爆炸：4NH4NO3=3N2↑+2NO2↑+8H2O
注：一般情况下写为5NH4NO34N2+2HNO3+9H2O
d.硫酸铵分解两种情况
①硫酸铵在280℃就开始分解,分解放出氨气而生成硫酸氢铵（酸式硫酸铵）：(NH4)2SO4NH3+NH4HSO4；
②513℃时则硫酸铵完全分解,分解放出氨气、氮气、二氧化硫及水：3(NH4)2SO43SO2↑+6H2O+N2↑+4NH3↑
（2）和碱反应
①在稀溶液中不加热：NH＋OH－===NH3·H2O。
②加热时或浓溶液：NH＋OH－NH3↑＋H2O。
③实验室用NH4Cl和Ca(OH)2反应制取氨气，化学方程式：2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O。
31．铵盐(NH)的检验
（1）实验探究
实验5-7 铵根离子的检验（必修第二册，P14）
实验装置 [三支试管中分别盛有少量NH4Cl溶液、NH4NO3溶液和(NH4)2SO4溶液]
实验原理 NH＋OH－NH3↑＋H2O，通过NH3使湿润的红色石蕊试纸变蓝来检验NH
实验用品 NH4Cl溶液、NH4NO3溶液、(NH4)2SO4溶液、红色石蕊试纸、NaOH溶液、蒸馏水；试管、胶头滴管。
实验步骤 在NH4Cl溶液、NH4NO3溶液和(NH4)2SO4溶液的三支试管中分别加入NaOH溶液并加热（注意通风），用镊子夹住一片湿润的红色石蕊试纸放在试管口，观察现象，分析产生现象的原因，写出反应的离子方程式。
实验现象 三支试管都能产生能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的无色气体
实验结论 铵盐与强碱反应生成了氨气
实验说明 实验室中，常利用铵盐与强碱反应产生氨这一性质来检验铵根离子的存在和制取氨
（2）铵盐(NH)的检验方法
向铵盐溶液中加入强碱溶液，加热，产生无色气体，用湿润的红色石蕊试纸检验，试纸变蓝色。
32、氨的实验室制法
（1）反应原理：利用复分解反应强碱制弱碱
实验室用固体氯化铵和氢氧化钙制取氨气：2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O。
（2）药品的选择：
①铵盐：制取NH3时，一般用NH4Cl而不用NH4NO3、(NH4)2SO4或(NH4)2CO3，原因如下：
铵盐 不选用的理由
NH4NO3 受热分解，会发生爆炸，不安全
(NH4)2SO4 与Ca(OH)2反应时生成CaSO4，反应物呈块状，不利于NH3逸出，且反应后试管难清洗
(NH4)2CO3 受热分解会产生CO2，使收集到的NH3不纯
②碱：一般用熟石灰，不用NaOH或KOH，因为NaOH或KOH易吸水结块，而且加热时对玻璃仪器腐蚀性较强。
（3）实验装置
①制取装置：固－固反应加热装置（同制O2）
a.发生装置的试管口略向下倾斜；
b.加热温度不宜过高，并用酒精灯外焰由前向后逐渐加热。
②净化装置——用碱石灰（或固体NaOH、固体CaO）干燥除水
【特别提醒】不能用浓H2SO4、CaCl2干燥，CaCl2与NH3反应：CaCl2+8NH3= CaCl2·8NH3。
（4）收集方法：向下排空气法收集。
收集装置和反应装置的试管和导管必须是干燥的。由于氨气的密度比空气小，因此收集氨气时，导管应插入接近试管的底部。
（5）验满方法：
①用湿润的红色石蕊试纸放置在试管口附近，若变蓝，说明已经收集满。
②用蘸取浓盐酸的玻璃棒靠近试管口，若有白烟生成，说明已经收集满。
（6）尾气处理：多余的氨要吸收掉（可在导管口放一团用水或稀硫酸浸湿的棉花球），以避免污染空气。但多余气体在尾气吸收时要防止倒吸。常采用的装置有：
十一、硝酸
33、硝酸的物理性质
硝酸是无色，易挥发，具有刺激性气味的液体，易溶于水。浓硝酸常因为溶解有NO2而呈黄色。质量分数为69%的硝酸为常用浓硝酸。98%以上的硝酸称之为发烟硝酸。
【特别提醒】发烟硝酸的“发烟”原因是挥发出来的硝酸和空气中的水蒸汽形成的硝酸小液滴，所发出的“烟”实际上是“雾”。
34、硝酸的化学性质
（1）硝酸具有酸的通性
①与金属反应：一般不生成氢气。
②与碱性氧化物反应：如CuO、Na2O、Fe2O3等生成盐和水。
③与碱反应：Cu(OH)2、NaOH等生成盐和水。
④与盐反应：NaHCO3、Na2CO3等。
⑤与指示剂反应：浓硝酸可使石蕊先变红后褪色。
【特别提醒】在利用HNO3的酸性时，要注意考虑它的强氧化性。如FeO与稀硝酸反应时的方程式应是：
3FeO+10HNO3(稀)==3Fe(NO3)3+NO↑+5H2O，而不是FeO+2HNO3 (稀)==Fe(NO3)2+H2O。
（2）不稳定性
浓硝酸见光或受热易分解，化学方程式为4HNO34NO2↑＋O2↑＋2H2O。
长期存放的浓硝酸呈黄色是因为其分解生成的NO2溶于硝酸中，实验室常将浓硝酸保存在棕色试剂瓶中，并放置在阴凉处。
（3）强氧化性
①硝酸的强氧化性
由于HNO3中的+5价氮元素有很强的得电子能力，在硝酸参与的氧化还原反应中，几乎全部是+5价氮被还原，故硝酸具有强氧化性。硝酸无论浓、稀都有强氧化性，而且浓度越大，氧化性越强。
a.硝酸的强氧化性规律：
I、硝酸越浓，温度越高，其氧化性越强。
II、与硝酸反应时，还原剂一般被氧化成最高价态。
b.硝酸强氧化性的表现
I、浓硝酸能使紫色石蕊试液先变红，后褪色。
II、与非金属单质C、S、P等在加热条件下反应，非金属元素被氧化成酸性氧化物或高价含氧酸。如：
C+4HNO3 (浓) CO2↑+4NO2↑+2H2O
S+6HNO3 (浓)H2SO4+6NO2↑+2H2O。
P+5HNO3 (浓)H3PO4+5NO2↑+H2O。
III、金属与HNO3反应一般不生成H2，浓HNO3一般被还原为NO2，稀HNO3一般被还原为NO，极稀HNO3可被还原成NH3，生成NH4NO3等，如Cu和浓、稀硝酸的反应：
3Cu+8HNO3（稀）==3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
Cu+4HNO3（浓）==Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O
【特别提醒】浓硝酸与Cu反应时，若Cu过量，反应开始时浓硝酸的还原产物为NO2，但随着反应的进行，硝酸变稀，其还原产物将为NO，最终应得到NO2与NO的混合气体，可利用氧化还原反应过程中化合价升降总数相等的守恒规律求解有关Cu、HNO3和混合气体之间的量的关系。
IV、钝化：常温时，冷的浓硝酸、浓硫酸可使铝、铁表面生成致密的氧化膜，阻止酸与金属的进一步反应，这种现象叫钝化。钝化其实也是硝酸强氧化性的表现，利用金属Al和Fe的这种性质，我们可以用Al或Fe制的容器来盛装浓硫酸或浓硝酸。当加热时，铁、铝会与浓HNO3或浓H2SO4发生反应。
V、硝酸与铁反应时，产物符合以下规律
VI、与还原性化合物反应：
硝酸可氧化H2S、SO2、Na2SO3、HI、Fe2＋等还原性物质。如稀硝酸与FeSO4溶液反应的离子方程式：
3Fe2＋＋4H＋＋NO===3Fe3＋＋NO↑＋2H2O。
【易错提醒】（1）HNO3与金属反应一般不能产生H2。
（2）还原产物一般为HNO3(浓)→NO2，HNO3(稀)→NO；很稀的硝酸还原产物也可能为N2O、N2或NH4NO3。
（3）硝酸与金属反应时既表现氧化性又表现酸性。
（4）涉及HNO3的离子反应常见的易错问题
①忽视NO在酸性条件下的强氧化性。在酸性条件下NO不能与Fe2＋、I－、SO、S2－等还原性较强的离子大量共存。
②在书写离子方程式时，忽视HNO3的强氧化性，将氧化还原反应简单地写成复分解反应。
35、硝酸的用途及制法
（1）硝酸的用途
①在工业上可用于制化肥、农药、炸药、染料、盐类等；
②在有机化学中，浓硝酸与浓硫酸的混合液是重要的硝化试剂。
（2）硝酸的工业制法
①制硝酸的工艺流程：
②写出上述转化的化学方程式，并指出含氮物质发生的是氧化反应还是还原反应：
a.N2＋3H22NH3，N2发生还原反应。
b.4NH3＋5O24NO＋6H2O，NH3发生氧化反应。
c.2NO＋O2===2NO2，NO发生氧化反应。
d.3NO2＋H2O===2HNO3＋NO，NO2既发生氧化反应，又发生还原反应。
（3）硝酸的实验室制法
①原料 ：浓硫酸（H2SO4，浓）、硝酸钠（NaNO3）固体。
② 反应装置 ：使用耐酸耐热的玻璃仪器，如曲颈甑（），并配备合适的加热装置，如酒精灯。
③ 操作步骤 ：
a.将适量的硝酸钠固体加入曲颈甑中。
b.缓慢滴加浓硫酸至曲颈甑中，边加边搅拌，以防止局部过热。
c.微热反应混合物，注意控制温度，避免强热导致硝酸分解。
反应方程式为：NaNO3+H2SO4(浓)=NaHSO4+HNO3↑。
d. 收集产物 ：收集生成的硝酸。
④ 注意事项 ：
a.浓硫酸具有强腐蚀性和氧化性，操作时必须佩戴防护眼镜和手套。
b.反应过程中会产生大量热，需严格控制加热温度。
c.生成的硝酸蒸气有毒且具有腐蚀性，必须在通风橱中进行操作。
36、硝酸盐
（1）概念：硝酸盐，是硝酸HNO3与金属反应形成的盐类。由金属离子（或铵离子）和硝酸根离子组成。常见的硝酸盐有硝酸钠、硝酸钾、硝酸铵、硝酸钙、硝酸铅、硝酸铈等。
（2）物理性质：硝酸盐几乎全部易溶于水，只有硝酸脲微溶于水，碱式硝酸铋难溶于水，所以溶液中硝酸根不能被其他绝大多数阳离子沉淀。
（3）化学性质
①不稳定性：固体的硝酸盐加热时能分解放出氧气，其中最活泼的金属的硝酸盐仅放出一部分氧而变成亚硝酸盐，其余大部分金属的硝酸盐，分解为金属的氧化物、氧气和二氧化氮。
a.按金属活动性顺序表，钾到钠的硝酸盐受热分解生成亚硝酸盐和氧气：2KNO32KNO2＋O2↑;
b.按金属活动性顺序表，镁到铜的硝酸盐受热分解生成金属的氧化物、氧气和二氧化氮：2Cu(NO3)22CuO+4NO2＋O2↑；
c.按金属活动性顺序表，铜以后的硝酸盐受热分解生成金属单质、氧气和二氧化氮：2AgNO32Ag+2NO2＋O2↑
②氧化性：硝酸盐在高温或酸性水溶液中是强氧化剂，但在碱性或中性的水溶液几乎没有氧化作用。
十二、含氮物质的转化
37.氮气及其化合物的价类二维图
氮元素有多种可变化合价，物质的种类较多，在复习时要从物质类别和价态变化理解这些物质之间的转化关系。
1）横向转化为物质类别变化，发生非氧化还原反应，如
（1）氨气转化为铵盐：HCl＋NH3===NH4Cl
（2）硝酸转化为硝酸盐：NaOH＋HNO3===NaNO3＋H2O
2）纵向转化为化合价变化，发生氧化还原反应，如
（1）NH3转化为N2：3Cl2＋8NH3=== N2＋6NH4Cl
（2）NH3转化为NO：5O2＋4NH34NO＋6H2O
3)歧化——同一物质中某元素的化合价在同一反应中既升高又降低。
如：3NO2＋H2O===2HNO3＋NO 2NO2＋2NaOH===NaNO3＋NaNO2＋H2O
4)归中——不同物质中同一元素的不同化合价在同一反应中只靠拢，不交叉。
如：6NO＋4NH35N2＋6H2O NO2＋NO＋2NaOH===2NaNO2＋H2O
38.构建氮气及其化合物转化网络
（1）知识网络构建
（2）重要反应方程式必练
①N2和H2的反应：N2＋3H22NH3；
②把NH3通入水中：NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－；
③实验室利用NH4Cl固体、Ca(OH)2固体混合加热制备NH3：2NH4Cl＋Ca(OH)22NH3↑＋2H2O＋CaCl2；
④NH3的催化氧化：4NH3＋5O24NO＋6H2O；
⑤NH4HCO3溶液中加入过量稀NaOH溶液：NH＋HCO＋2OH－===NH3·H2O＋CO＋H2O；
⑥NO2溶于水：3NO2＋H2O===2H＋＋2NO＋NO；
⑦NO2被烧碱溶液吸收生成两种钠盐：2NO2＋2OH－===NO＋NO＋H2O；
⑧物质的量之比为1∶1的NO和NO2混合气体恰好被烧碱溶液吸收生成一种钠盐：NO＋NO2＋2OH－===2NO＋H2O；
⑨Cu和稀HNO3的反应：3Cu＋8H＋＋2NO===3Cu2＋＋2NO↑＋4H2O；
⑩Cu和浓HNO3的反应：Cu＋4H＋＋2NO===Cu2＋＋2NO2↑＋2H2O；
Fe和过量稀HNO3的反应：Fe＋4H＋＋NO===Fe3＋＋NO↑＋2H2O；
C和浓HNO3的反应：C＋4H＋＋4NOCO2↑＋4NO2↑＋2H2O；
浓硝酸见光分解：4HNO34NO2↑＋O2↑＋2H2O。
39．氮在自然界中的循环
十三、酸雨及防治
40．酸雨
（1）二氧化硫和氮氧化物的来源
SO2：含硫化石燃料的燃烧及含硫金属矿物的冶炼等；
NOx：①机动车排放的尾气：机动车发动机中，火花塞产生的放电条件会使空气中的N2与O2反应生成NOx。②硝酸厂排放的废气。
（2）酸雨的形成
①酸雨：主要指 pH小于5.6 的雨水，其主要是含有硫酸和硝酸。正常雨水由于溶解了CO2，其pH约为5.6。
②成因：主要是大气中的SO2与NOx及它们在大气中发生反应后的生成物溶于雨水形成的酸雨。
a．硫酸型酸雨的形成过程如图：
写出图中标号所对应的化学方程式：
①2SO2＋O22SO3。
②SO2＋H2OH2SO3。
③SO3＋H2O===H2SO4。
④2H2SO3＋O2===2H2SO4。
b．汽车尾气以及硝酸工业废气等形成的硝酸型酸雨的形成过程如图：
NONO2HNO3
写出图中标号所对应的化学方程式：
①2NO＋O2===2NO2。
②3NO2＋H2O===2HNO3＋NO。
41．酸雨的危害与防治
（1）危害：酸雨能直接损伤农作物，破坏森林和草原，使土壤、湖泊酸化，加速建筑物、桥梁、工业设备、运输工具和电缆的腐蚀。
（2）防治
①消除污染源，调整能源结构，发展清洁能源；
②研究煤的脱硫技术，改进燃烧技术，减少SO2的排放；
③加强工业废气的回收处理；
④改进汽车尾气的处理技术，提高汽车尾气排放标准。
（3）常见的NOx尾气处理方法
①碱液吸收法：2NO2＋2NaOH===NaNO3＋NaNO2＋H2O；NO2＋NO＋2NaOH===2NaNO2＋H2O
NO2、NO的混合气体能被足量烧碱溶液完全吸收的条件是 n(NO2)≥n(NO)。一般适合工业尾气中NOx的处理。
②催化转化法：在催化剂、加热条件下，NOx与CO在一定温度下催化转化为无毒气体(N2和CO2),化学方程式为2NO+2CO2CO2+N2。一般适用于汽车尾气的处理。
③氨气吸收法：在催化剂、加热条件下，氨可将氮氧化物转化为无毒气体(N2)，化学方程式为8NH3＋6NO27N2＋12H2O，4NH3＋6NO5N2＋6H2O。
（4）消除SO2对环境污染的“3方法”
方法一：钙基固硫法:为防治酸雨，工业上常用生石灰和含硫的煤混合后燃烧，燃烧时硫、生石灰、O2共同反应生成硫酸钙，从而使硫转移到煤渣中，反应原理为CaO＋SO2CaSO3,2CaSO3＋O2===2CaSO4，总反应方程式为2CaO＋2SO2＋O22CaSO4。
方法二：氨水脱硫法:该脱硫法采用喷雾吸收法，雾化的氨水与烟气中的SO2直接接触吸收SO2，其反应的化学方程式为NH3＋SO2＋H2O===NH4HSO3,2NH3＋SO2＋H2O===(NH4)2SO3,2(NH4)2SO3＋O2===2(NH4)2SO4。
方法三：钠、碱脱硫法:钠、碱脱硫法是用NaOH/Na2CO3吸收烟气中的SO2，得到Na2SO3和NaHSO3，发生反应的化学方程式为2NaOH＋SO2===Na2SO3＋H2O，Na2CO3＋SO2===Na2SO3＋CO2，Na2SO3＋SO2＋H2O===2NaHSO3。
十四、硅
42.硅的存在、位置与结构
（1）存在：硅在地壳中的含量仅次于氧，居第2 位，在自然界主要以硅酸盐和氧化物（如水晶、玛瑙）的形式存在，硅单质主要有晶体和无定形两大类。
（2）位置：硅元素位于元素周期表中位于第三周期 ⅣA族
（3）结构：硅是14号元素，原子结构为：，说明硅既难失去电子也难得到电子，硅是亲氧元素，与氧形成共价键，硅单质晶体是共价晶体（）。
46.硅的物理性质：
晶体硅是灰黑色、有金属光泽、硬而脆的固体，其结构类似于金刚石，熔沸点很高、硬度大，导电能力介于导体和绝缘体之间，是良好的半导体材料。
43.硅的化学性质——硅的化学性质不活泼，主要形成四价化合物
a．常温
常温下，硅的化学性质不活泼，除氢氟酸、氟气、强碱外不跟其他物质反应。
①与氢氟酸反应的化学方程式：Si＋4HF===SiF4↑＋2H2↑；
②与NaOH溶液反应的化学方程式：Si＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑；
③与F2反应的化学方程式:Si＋2F2===SiF4
b．高温
加热或高温条件下，硅也能和一些非金属单质反应。
①与O2反应：Si＋O2SiO2。
②与Cl2反应：Si＋Cl2SiCl4
③与C反应：Si+ CSiC
44.硅的用途：半导体材料、太阳能电池、计算机芯片和耐酸设备等。
45.高纯硅的制备
（1）制备原理：用焦炭还原石英砂，得到含少量杂质的粗硅，然后转化为三氯硅烷，再经氢气还原得到高纯硅。
（2）制备流程：
（3）涉及的主要化学反应
(a)SiO2＋2CSi＋2CO↑
十五、二氧化硅
46.二氧化硅的存在
自然界中，碳元素既有游离态，又有化合态，而硅元素仅有化合态，主要以氧化物和硅酸盐的形式存在。天然SiO2有晶体和无定形两种，统称硅石，硅石、石英、水晶、玛瑙、硅藻土、沙子等主要成分都是SiO2。
47.二氧化硅的物理性质：纯净的SiO2是无色透明的，其熔、沸点高，硬度大，不溶于水，也不导电。
48.二氧化硅的结构
SiO2晶体有多种晶型，其基本结构单元为硅氧四面体(如下图甲所示)，硅氧四面体通过氧原子相互连接为空间的网状结构(如下图乙所示)。在SiO2晶体中，每个Si周围结合4个O，Si在中心，O在4个顶角；许多这样的四面体又通过顶角的O相连接，每个O为两个四面体所共有，即每个O与2个Si相结合，SiO2晶体中Si和O的比例为1∶2。由结构可知，二氧化硅的化学性质很稳定。
49.二氧化硅的化学性质
a.酸性氧化物，是硅酸的酸酐，但不与水反应。
①SiO2可以与碱反应，生成硅酸盐，如与氢氧化钠反应的化学方程式为SiO2＋2NaOH===Na2SiO3＋H2O（Na2SiO3俗称泡花碱，其水溶液俗称“水玻璃”，可作粘合剂、防火剂）；
②在高温条件下，能够与碱性氧化物反应，如与氧化钙反应的化学方程式为SiO2＋CaOCaSiO3。
③在高温条件下可以与碳酸盐反应，如与碳酸钠、碳酸钙反应的化学方程式为SiO2＋Na2CO3Na2SiO3＋CO2↑；SiO2＋CaCO3CaSiO3＋CO2↑（工业制玻璃）。
b.弱氧化性：
①与碳反应：SiO2+2CSi+2CO↑(制粗硅)；SiO2＋3CSiC＋2CO↑(制金刚砂)；
②与Mg反应：4Mg＋SiO22Mg2Si＋2MgO；Mg2Si＋2H2O=SiH4↑＋2Mg(OH)2(制硅化氢)；
c.特性：常温下与氢氟酸反应的化学方程式为：SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O。
50.二氧化硅的主要应用
①水晶可用于电子工业的部件、光学仪器、工艺品。
②SiO2是制光导纤维的重要原料。
③较纯的石英用于制造石英玻璃，石英玻璃常用来制造耐高温的化学仪器。
④石英砂用于制玻璃的原料及建筑材料。
【特别提醒】（1）由于玻璃的成分中含有SiO2，故实验室盛放碱液的试剂瓶用橡皮塞而不用玻璃塞，因为SiO2与碱溶液反应生成具有黏性的Na2SiO3。
（2）未进行磨砂处理的玻璃，在常温下是不易被强碱腐蚀的。
（3）因为氢氟酸腐蚀玻璃并用于雕刻玻璃，与玻璃中的SiO2反应，所以氢氟酸不能用玻璃瓶保存，而应保存在塑料瓶或铅皿中。
（4）SiO2是H2SiO3的酸酐，但SiO2不与水反应，不能用SiO2直接与水作用制备H2SiO3。
（5）不能依据反应2C＋SiO2Si＋2CO↑来说明C的还原性比Si强，也不能依据反应SiO2＋Na2CO3Na2SiO3＋CO2↑来说明SiO2水化物的酸性比H2CO3强。此类反应能进行的原因是因为在高温条件下，生成物中的气体从反应体系中逸出，有利于反应向右进行。
（6）SiO2虽然能与NaOH溶液、HF溶液反应，但不属于两性氧化物，属于酸性氧化物，但与水不能直接反应。
（7）不要混淆二氧化硅和硅的用途：用于制作光导纤维的是SiO2，用于制作半导体材料、计算机芯片的是晶体硅。
（8）加热熔融NaOH时，不能使用陶瓷坩埚，石英坩埚和铝坩埚，只能使用铁坩埚，原因是陶瓷和石英的主要成分都含有SiO2，SiO2能与NaOH反应，铝坩埚的主要成分是氧化铝，也能与NaOH反应。
十六、硅酸
51.硅酸的物理性质：硅酸是一种白色胶状物质，不溶于水，能形成胶体。新制备的硅酸为透明、胶冻状，硅酸经干燥脱水形成硅酸干凝胶——“硅胶”。
52.硅酸的化学性质：
（1）弱酸性：硅酸的酸性很弱，比碳酸的酸性还弱，在与碱反应时只能与强碱反应。如：H2SiO3+2NaOH==Na2SiO3+2H2O。
（2）不稳定性：硅酸的热稳定性很差，受热分解为SiO2和H2O：H2SiO3SiO2＋H2O。
53.硅酸的制备：
由于SiO2不溶于水，所以硅酸是通过可溶性硅酸盐与其他酸反应制得的。
Na2SiO3+2HCl==H2SiO3↓+2NaCl，Na2SiO3+CO2+H2O==H2SiO3↓+Na2CO3（证明酸性：H2CO3＞H2SiO3）。
54.硅酸的用途：硅胶可作催化剂的载体和袋装食品、瓶装药品的干燥剂。
十七、硅酸盐
55.硅酸钠
①物理性质：白色、可溶于水的粉末状固体，其水溶液俗称水玻璃，有黏性，水溶液显碱性。
②化学性质——与酸性较硅酸强的酸反应：
a．与盐酸反应的化学方程式：
Na2SiO3＋2HCl===2NaCl＋H2SiO3↓。
b．与CO2水溶液反应的化学方程式：
Na2SiO3＋H2O＋CO2===Na2CO3＋H2SiO3↓。
③用途：黏合剂(矿物胶)、防腐剂和耐火阻燃材料。
【特别提醒】①Na2SiO3的水溶液是一种黏合剂，是制备硅胶和木材防火剂等的原料；Na2SiO3易与空气中的CO2、H2O反应，要密封保存。
②可溶性碳酸盐、硅酸盐的水溶液呈碱性，保存该溶液的试剂瓶不能用玻璃塞，应用橡胶塞。
56.硅酸盐的氧化物表示法：
氧化物的书写顺序：活泼金属氧化物→较活泼金属氧化物→二氧化硅→水，不同氧化物间以“·”隔开。
如硅酸钠(Na2SiO3)可表示为Na2O·SiO2，长石(KAlSi3O8)可表示为K2O·Al2O3·6SiO2。
【特别提醒】（1）氧化物之间以“· ”隔开；（2）计量数配置出现分数应化为整数。硅酸盐改写为氧化物形式时，各元素的化合价保持不变，且满足化合价代数和为零，各元素原子个数比符合原来的组成。当系数配置出现分数时一般应化为整数。如上例中KAlSi3O8，将K2O·Al2O3·3SiO2，要写成K2O·Al2O3·6SiO2。
十八、 无机非金属材料
57．无机非金属材料
从组成上看，许多无机非金属材料多含硅、氧等元素，具有耐高温、抗腐蚀、硬度高等特点，以及特殊的光学、电学等性能。
58.分类——可以根据化学成分和性能进行分类。
1）按化学成分分类
无机非金属材料可以根据其主要化学成分进行分类，主要包括以下几类：
（1） 单质 ：如碳、硅等。
（2） 氧化物 ：如二氧化硅、三氧化二铝等。
（3） 碳化物 ：如碳化硅、碳化硼等。
（4） 氮化物 ：如氮化硅、氮化铝等。
（5） 硫化物 ：如硫化锌、硫化镉等。
（6） 卤化物 ：如氟化钙、氯化钠等。
（7） 硅化物 ：如硅化镁、硅化铜等。
（8） 磷化物 ：如磷化铝、磷化镓等。
（9） 氧氨化物 ：如氧氮化硅、氧氮化铝等。
2）按性能分类
无机非金属材料也可以根据其性能进行分类，主要包括以下几类：
（1） 结构材料 ：用于构建和支撑的材料，如水泥、玻璃、陶瓷等。
（2） 功能材料 ：具有特定功能的材料，如：
① 机械性能 ：高强材料、超硬材料、耐磨材料、韧性材料、摩擦材料等。
② 热学性能 ：耐火材料、绝热材料（保温材料）、传热材料、防火材料等。
③ 化学性能 ：耐腐蚀材料、防水材料、吸附材料、离子交换材料、催化剂载体、胶凝材料等。
④ 光学性能 ：电光材料、导光材料、透光材料、荧光材料、发光材料、感光材料、分光材料等。
⑤ 电学性能 ：绝缘材料、介电材料、压电材料、铁电材料、超导材料、半导体材料等。
⑥ 磁学性能 ：磁性材料。
⑦ 声学性能 ：隔声材料、吸声材料等。
⑧ 核物理性能 ：放射性材料、反应材料等。
⑨ 生物性能 ：骨科材料、齿科材料、生物陶瓷等。
十九、传统无机非金属材料——以硅酸盐材料为主
59.传统无机非金属材料
传统无机非金属材料是指以硅酸盐为主要成分的材料，具有耐火、耐腐蚀、耐高温等特性，被广泛应用于建筑、化工、电子、航空航天等领域。
60.常见的硅酸盐材料——水泥、玻璃、陶瓷等硅酸盐材料
水泥 玻璃 陶瓷
主要原料 黏土、石灰石、石膏 石灰石、石英砂、纯碱 黏土
主要设备 水泥回转窑 玻璃窑 陶瓷窑
制备过程 原料与其他辅料经混合、研磨后在水泥回转窑中煅烧，发生复杂的物理和化学变化，加入适量石膏调节水泥硬化速率，再磨成细粉即得 原料经混合、粉碎，在玻璃窑中熔融，发生复杂的物理和化学变化而制得 原料经高温烧结而成
变化 复杂的物理、化学变化过程 Na2CO3＋SiO2Na2SiO3＋CO2↑ CaCO3＋SiO2CaSiO3＋CO2↑ 复杂的物理、化学变化过程
组成 硅酸三钙(3CaO·SiO2) 硅酸二钙(2CaO·SiO2) 铝酸三钙3CaO·Al2O3) 硅酸钠、硅酸钙和二氧化硅 硅酸盐
用途 重要的建筑材料，制作混凝土，用于建筑和水利工程 建筑材料、化学实验用的玻璃仪器、光学仪器、各种器皿、玻璃纤维、窗玻璃等 在工农业、科技、生活、实验室中使用广泛，如建筑材料、绝缘材料、日用器皿、卫生洁具等
（1）陶瓷：陶瓷以黏土(主要成分为含水的铝硅酸盐)为主要原料，经高温烧结而成的。
（2）玻璃：普通玻璃的主要成分为Na2SiO3、CaSiO3和SiO2，它是以纯碱、石灰石和石英砂为主要原料，经混合、粉碎，在玻璃窑中熔融，发生复杂的物理变化和化学变化而制得的，玻璃可用于生产建筑材料、光学仪器和各种器皿，还可制造玻璃纤维，用于高强度复合材料等。
（3）水泥：普通硅酸盐水泥的主要原料是黏土和石灰石，二者与其他辅料经混合、研磨后在水泥回转窑中煅烧，发生复杂的物理变化和化学变化，加入适量石膏调节水泥硬化速率，再研成细粉得到普通水泥。混凝土是水泥、沙子和碎石等与水混合得到的。
【名师提醒】硅酸盐产品中，水泥和陶瓷的共同原料是黏土，水泥和玻璃的共同原料是石灰石。
二十、新型无机非金属材料
61.新型陶瓷
（1）新型陶瓷
新型陶瓷在组成上不再限于传统的硅酸盐体系，在光学、热学、电学、磁学等方面具有很多新的特性和功能。
（2）新型陶瓷的种类与用途
新型材料 成分 性能 主要应用
金刚砂 碳原子、硅原子以共价键连接，结构类似金刚石 硬度很大、高温抗氧化性能优异 砂纸和砂轮的磨料、耐高温结构材料和耐高温半导体材料
高温结构陶瓷 碳化硅、氮化硅、金属氧化物 耐高温、抗氧化、耐腐蚀 用于火箭发动机、汽车发动机和高温电极材料等
压电陶瓷 钛酸盐、锆酸盐等 能实现机械能和电能的相互转化 用于滤波器、扬声器、超声波探伤器和点火器等
透明陶瓷 氧化铝、氧化钇等透明陶瓷；氮化铝、氟化钙等非氧化物透明陶瓷 具有优异的光学性能、耐高温、绝缘性好 用于高压钠灯、激光器、高温探测窗等
超导陶瓷 YBa2Cu3O7-δ、Bi2Sr2Ca2Cu3O10、Tl2Ba2Ca2Cu3O10 临界温度下具有超导性 用于电力、交通、医疗领域等
62.碳纳米材料——新型的无机非金属材料
（1）类型：富勒烯、碳纳米管、石墨烯等。
新型材料 结构特点 主要性能 主要应用
富勒烯 碳原子构成的一系列笼形分子 在溶解性、磁性、非线性光学性质、光导电性等方面表现出优异性能 工业材料，应用于电化学，催化剂，化妆品，抗癌药物等
碳纳米管 石墨片层卷成的直径纳米级的管状物 比表面积大，具有高的强度和优良的电学性质 生产复合材料、电池和传感器等
石墨烯 一个碳原子直径厚度的单层石墨 电阻率低、热导率高、具有很高的强度 应用于光电器件、超级电容器、电池和复合材料等方面
（2）用途：在能源、信息、医药等领域有广阔的应用前景。
63.传统无机非金属材料与新型无机非金属材料的区别
类别 传统无机非金属材料 新型无机非金属材料
主要成分 硅酸盐 不一定是硅酸盐
主要特性 抗腐蚀、耐高温、质脆、经不起热冲击 大都强度高、硬度大，耐高温，另外还具有一定的电学特性、光学特性和生物功能等
《第六章 化学反应与能量》回看索引
P32：【实验6-1】镁与盐酸反应时温度的变化 反应物的总能量大于生成物的总能量，反应放热。此时反应物的键能之和小于生成物键能之和。
P33：【实验6-2】Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应时温度的变化 Ba(OH)2·8H2O和NH4Cl反应为典型的吸热反应。
P33：放热反应、吸热反应
P33：化学键的断裂与形成是化学反应中能量变化的主要原因
P36：【实验6-3】原电池实验 图6-7原电池原理示意图
P37：原电池 在原电池中，电子流出的一极是负极，电子流入的一极是正极
P37：探究——简易电池的设计与制作
P38：图6-10 锌锰干电池构造示意图、铅酸蓄电池 一次电池，放电之后不能再充电的电池。充电电池又称二次电池。
P39：科学技术社会——发展中的燃料电池
P41：T7
P43：化学反应速率
P43：探究——影响化学反应速率的因素
P45：方法导引——变量控制
P45：影响化学反应速率的因素：浓度、温度、压强、催化剂和固体表面积等
P47：化学平衡
P47：转化率：已被转化的反应物的物质的量与其初始的物质的量之比
P48：科学史话——炼铁高炉尾气之谜 科学史话中，增加高炉的高度，尾气中CO的比例没有变，因为C+CO2≒2CO为可逆反应。
P51：T11、T12
P54：T5、T6
P55：T9、T11
P56：实验活动6 化学能转化成电能
P57：实验活动7 化学反应速率的影响因素
《第六章 化学反应与能量》重点知识总结
一、化学反应中的能量变化
1.放热反应：释放热量的化学反应。
2.吸热反应：吸收热量的化学反应。
注：有热量放出未必是放热反应，吸收能量也未必是吸热反应，因为放热反应和吸热反应必须是化学变化。
3.吸热反应、放热反应的判定
①如图，
E1＞E2，新化学键的形成所释放的能量小于破坏旧化学键所吸收的能量，该反应就是吸热反应；
E1＜E2，新化学键的形成所释放的能量大于破坏旧化学键所吸收的能量，该反应就是放热反应。
如
反应物断键吸收的能量＜生成物成键释放的能量，说明该反应为放热反应。
即遵循能量守恒定律，反应物的总能量=生成物总能量+热量（放热反应），反应物总能量=生成物总能量－热量（吸热反应）。
注：①物质本身所具有的能量越低，说明其结构越稳定，热稳定性强，断裂其化学键所吸收的能量就越高，而形成其化学键所释放的能量也越多。
②反应的条件与反应的热效应没有必然的联系，每一个反应都有特定的条件，需要点燃或加热的反应不一定是吸热反应。例如燃烧都是放热反应，但是反应要达到着火点。
4.常见的放热反应：
①所有的燃烧反应；
②大多数的化合反应（注：CO2+C2CO为吸热反应）；
③酸碱中和反应；
④金属与酸或水的反应；
⑤缓慢的氧化反应；
⑥其他，如：CaCO3+2HCl=CaCl2+CO2↑+H2O；CaO+H2O=Ca(OH)2；2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑；2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2；2Al+ Fe2O32Fe+Al2O3（铝热反应）
5.常见的吸热反应：
①大多数的分解反应；
②铵盐与碱的反应，如Ba(OH)2·8H2O或Ca(OH)2与NH4Cl反应：Ba(OH)2·8H2O+2NH4Cl==2NH3↑+BaCl2+10H2O；
③以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应，如CO2+C2CO；C+H2O(g)CO+H2；3Fe+4H2O(g)Fe3O4+4H2
④需要持续加热的反应
二、化学键与化学反应中能量变化的关系
5.化学反应实质：化学反应的过程就是反应物分子中的原子重新组合成生成物分子的过程，也就是反应物分子中化学键断裂和生成物分子中化学键形成的过程。
6.化学反应特征：①物质变化：有新物质生成，遵循质量守恒定律；②能量变化：释放或吸收能量，遵循能量守恒定律。
7.体系与环境中能量变化同时进行。
8、化学反应中能量变化的原因
（1）断开化学键吸收能量
例：1molH2中含有1molH—H键，常温常压下断开1molH—H键，需要吸收436kJ的热量。
（2）形成化学键放出能量
由2molH原子生成1molH2，有1molH—H键生成，生成过程中向外界释放436kJ的热量。
注：形成1molH—H键释放的能量与断开1molH—H键吸收的能量相等。
【解读】任何化学反应都要经历旧化学键断裂和新化学键形成的过程，因此，任何化学反应都伴随着能量的变化。在化学反应中，从反应物分子改变为生成物分子，各原子内部并没有多少变化，但原子间的结合方式发生了改变。在这个过程中，反应物分子中的化学键部分或全部遭到破坏，生成物分子中的新化学键形成了，在破坏旧化学键时，需要能量来克服原子间的相互作用，在形成新化学键时，由于原子间的相互作用而放出能量。因此说化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。
9、决定化学反应中能量变化的因素及反应能量变化的判定
（1）决定因素
①化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。如下图所示：
反应物的总能量＜生成物的总能量，反应吸收能量（图1）；
反应物的总能量＞生成物的总能量，反应放出能量（图2）。
②旧键断裂所吸收的能量与新键的形成所释放的能量的相对大小决定了一个化学反应中能量变化
当E1＞E2，反应吸收热量； 当E1＜E2，反应放出热量。
（2）反应能量变化的判定——吸热反应、放热反应的判定，如图，
①E1＞E2，新化学键的形成所释放的能量小于破坏旧化学键所吸收的能量，该反应就是吸热反应；
②E1＜E2，新化学键的形成所释放的能量大于破坏旧化学键所吸收的能量，该反应就是放热反应。
如
反应物断键吸收的能量＜生成物成键释放的能量，说明该反应为放热反应。即遵循能量守恒定律，反应物的总能量=生成物总能量+热量（放热反应），反应物总能量=生成物总能量－热量（吸热反应）。
【解读】①物质本身所具有的能量越低，说明其结构越稳定，热稳定性强，断裂其化学键所吸收的能量就越高，而形成其化学键所释放的能量也越多。
②反应的条件与反应的热效应没有必然的联系，每一个反应都有特定的条件，需要点燃或加热的反应不一定是吸热反应。例如燃烧都是放热反应，但是要达到着火点。
10、理解反应历程与反应热的关系
图示
意义 a表示正反应的活化能；b表示逆反应的活化能。c表示该反应的反应热。
ΔH 图1：ΔH＝(a－b) kJ·mol－1＝－c kJ·mol－1，表示放热反应 图2：ΔH＝(a－b) kJ·mol－1＝+c kJ·mol－1，表示吸热反应
三、人类对能源的利用
11、人类对化学反应中热能的利用——燃烧
（1）发现：始于炎的发现；
（2）早期利用——柴草时期：以树枝和杂草为主要能源；
（3）近代利用——化石能源时期：以煤、石油、天然气为主要能源；
（4）现代利用——多能源结构时期。
12、能源的分类
凡是能够提供某种形式能量的物质或是物质的运动，统称为能源。它是人类取得能量的来源，包括已开采出来的可供使用的自然资源和经过加工或转移的能量的来源，尚未开采出的能量资源不列入能源的范畴，只能是能源资源。能源的分类方法有多种：
（1）一次能源与二次能源
从自然界直接取得的天然能源叫一次能源，如原煤、原油、流过水坝的水等；一次能源经过加工转换后获得的能源称为二次能源，如各种石油制品、蒸气、煤气、电力、氢能等。
（2）常规能源与新能源
在一定历史时期和科学技术水平下，已被人们广泛使用的能源称为常规能源，如煤、石油、天然气、水能等；随着科技的不断发展，才开始被人类采用先进的方法加以利用的古老能源以及新发现的利用先进技术所获得的能源都是新能源，如核能、风能、太阳能、海洋能等。
（3）可再生能源与非再生能源
①可连续再生、永久利用的一次能源称为可再生能源，如水力、风能等；
②经过亿万年形成的、短期内无法恢复的能源，称为非再生能源，如石油、煤、天然气等。
13、新能源
（1）概念：是指以新技术为基础，系统开发利用的能源，包括太阳能、生物质能、风能、海洋能、地热能等。
（2）太阳能的利用
植物的光合作用是大自然“利用”太阳能极为成功的范例。在人工利用太阳能方面，例如模拟生物体储存太阳能、利用太阳能电池把太阳能直接转化为电能、利用太阳能直接分解水，使太阳能转化为氢能等方面的研究，都取得了一些可喜的成绩。
（3）氢能的利用
氢能是人类最理想的能源，氢能主要用作高能燃料，广泛应用于飞机、汽车、燃料电池等其他需要热能或其他形式的能量的设备中。
（4）生物质能
新能源中一种无限的可再生性的能源是生物质能。它是自然界中各种绿色植物通过光合作用，将太阳能转换为化学能而固定下来的，储存在植物体内的一种自然资源能。
14、解决能源问题的措施
①提高能源的利用效率：a.改善开采、运输、加工等各个环节；b.科学控制燃烧反应，使燃料充分燃烧。
②开发新能源：开发资源丰富、可以再生、没有污染或污染很小的新能源。
四、认识火力发电
15.火力发电的原理：通过化石燃料燃烧，使化学能转化为热能，加热水使之汽化为蒸汽以推动蒸汽轮机，带动发电机发电。是化学能间接转化为电能。
16.能量转化过程：
17.火力发电的弊端
①化石燃料属于不可再生能源，用化石燃料发电会造成能源的浪费。
②火力发电的过程中，能量经过多次转化，利用率低，能量损失大。
③化石燃料燃烧会产生大量的有害物质（如S02、C0、N0x、粉尘等)，污染环境。
五、原电池工作原理
18．原电池的概念
原电池是把化学能转化为电能的装置；原电池的反应一般是氧化还原反应。
19、原电池的组成条件
（1）一看反应：看是否有能自发进行的氧化还原反应发生(一般是活泼性强的金属与电解质溶液反应)。
（2）二看两电极：一般是活泼性不同的两电极，提供两个活泼性不同的电极，分别作负极和正极。
【解读】a、负极：活泼性强的金属，该金属失电子，发生氧化反应。
b、正极：活泼性弱的金属或非金属(常用碳棒、石墨)，该电极上得电子，发生还原反应。
c、得失电子的反应为电极反应，上述原电池中的电极反应为：
负极：Zn－2e－＝Zn2+ 正极：2H＋＋2e－＝H2↑，总反应：Zn＋H2SO4＝ZnSO4＋H2↑
（3）三看是否形成闭合回路，形成闭合回路需三个条件：
①电解质溶液；
②两电极直接或间接接触；
③两电极插入电解质溶液中。
【解读】电源内部电解质溶液中，阳离子移动的方向即是电流的方向，所以阳离子向正极移动，阴离子向负极移动。
20、原电池的工作原理
（1）反应原理（以锌铜原电池为例）
①电子移动方向：锌失电子逐渐溶解变成Zn2＋进入溶液，电子从负极经导线流入正极，即电子不下水。
②离子移动方向：阴离子向负极移动(如SO)，阳离子向正极移动(如Zn2＋和H＋，溶液中H＋在正极上得电子形成氢气在铜片上冒出)，即离子不上岸。
③电流方向：正极→导线→负极→电解质溶液→正极。
④两极电极反应式
负极(锌极)：Zn－2e－===Zn2＋(氧化反应)。
正极(铜极)：2H＋＋2e－===H2(还原反应)。
总反应：Zn＋2H＋===Zn2＋＋H2↑。
（2）原电池的正、负极的判断方法
①根据电极材料：较活泼的金属为负极，活泼性较弱的金属或能导电的非金属为正极。
② 根据电流方向或电子流动方向：电流是由正极流向负极的，电子是由负极流向正极的。
③根据离子移动方向：阳离子移向正极，阴离子移向负极。
④根据电极反应类型：发生氧化反应的为负极，发生还原反应的为正极。
⑤根据电极上反应现象：如电极粗细的变化、质量的变化、是否有气泡产生等。
【解读】在判断电流方向时，要注意电源的内电路和外电路的电流方向的不同：在电源的外电路电流由正极流向负极，在电源的内电路电流由负极流向正极。
（3）“三步”突破原电池电极反应式的书写：
第一步：分析氧化还原反应：根据氧化还原反应，分析元素化合价的升降，确定正负极反应物质及电子得失数目，需遵循三大守恒（电子得失守恒、质量守恒、电荷守恒）。
第二步：注意电解质溶液环境：分析电解质溶液的酸碱性及离子参加反应的情况，确定电极反应，写出电极反应式，例如在氢氧燃料电池的电极反应书写中，在碱性环境中O2得电子后的产物写OH-比写H2O更合适，在传导O2-的固体电解质中，O2得电子后的产物写O2-比写OH-更合适。
第三步：合并正、负电极反应：调整两极反应式中得失电子数目相等并叠加，消去电子，得出总反应式。
六、原电池原理的应用
21.制作化学电源。
人们利用原电池原理，将化学能直接转化为电能，制作了多种电池，如干电池、蓄电池、充电电池、高能燃料电池等，以满足不同的需要。
从理论上说，任何一个自发的氧化还原反应都可以设计成原电池制作化学电源。
①拆分反应：将自发的氧化还原反应分成两个半反应。
②选择电极材料：将还原剂（一般为比较活泼的金属）作负极，活泼性比负极弱的金属或非金属导体作正极。如果还原剂不是金属而是其它还原性物质，可选择惰性电极——石墨棒、铂片作负极。
③构成闭合回路：电解质溶液一般要能够与负极发生反应，或者电解质溶液中溶解的其他物质能与负极发生反应(如溶解于溶液中的空气)。如果两个半反应分别在两个容器进行（中间连接盐桥），则两个容器中的电解质溶液应含有与电极材料相同的金属的阳离子。
④画装置图：结合要求及反应特点，画出原电池装置图，标出电极材料名称、正负极、电解质溶液等。
22.比较金属的活动性。
原电池中，一般活动性强的金属为负极，活动性弱的金属为正极。例如，有两种金属A和B，用导线连接后插入到稀硫酸中，观察到A极溶解，B极上有气泡产生，由原电池原理可知，A为负极，B为正极，金属活动性A＞B。
23.加快氧化还原反应速率。
实验室用Zn和稀H2SO4（或稀HCl）反应制H2，常用粗锌，它产生H2的速率快，原因是粗锌中的杂质和锌、稀H2SO4的溶液形成原电池，加快了锌的腐蚀，使产生H2的速率加快。如果用纯锌，可以在稀H2SO4溶液中加入少量的CuSO4溶液，也同样会加快产生H2的速率，原因是Cu2++Zn=Cu+Zn2+，生成的Cu和Zn在稀H2SO4溶液中形成原电池，加快了锌的腐蚀，产生H2的速率加快。
注：原电池为什么能加快化学反应速率？
以Fe与稀H2SO4溶液的反应为例说明。如下图所示：
甲中，Fe失去e－，变为Fe2+，Fe2+进入溶液，排斥了Fe片周围的H+，H+欲得电子须突破Fe2+形成的屏障，因而受到阻碍。乙中，Fe失去e－，e－转移到Cu片上，Cu片一侧没有Fe2+屏障，H+得e－不受阻碍，故其化学反应速率较快。
24.金属防腐蚀：使被保护的金属制品作原电池正极而得到保护。如要保护一个铁质的输水管道或钢铁桥梁等，可用导线将其与一块锌块相连，使锌作原电池的负极。
七、常见的化学电池
25.实用电池应具有的特点：
能产生稳定且具有较高电压的电流；安全、耐用且便于携带；能够适用于特殊用途；便于回收处理，不污染环境或对环境产生的影响较小。
26.一次电池——干电池
（1）特点：电池放电后不能充电(内部的氧化还原反应无法逆向进行)，如锌锰干电池属于一次电池。
（2）锌锰干电池的构造如图所示。
①锌筒为负极，电极反应是Zn－2e－===Zn2＋。
②石墨棒为正极，最终被还原的物质是二氧化锰：正极：2NH4+＋2e－＝2NH3＋H2，H2＋2MnO2＝Mn2O3＋H2O
正极产生的NH3又和ZnCl2作用：Zn2+＋4NH3＝［Zn(NH3)4］2+
③NH4Cl糊的作用是作电解质溶液，淀粉糊的作用：提高阴、阳离子在两个电极间的迁移速度。。
④电池总反应式为：2Zn＋4NH4Cl＋4MnO2＝［Zn(NH3)4］Cl2＋ZnCl2＋2Mn2O3＋2H2O
⑤干电池的电压通常约为1.5V，携带方便，但放完电后不能再用，污染较严重。
27．二次电池(充电电池)
（1）特点：二次电池在放电时所进行的氧化还原反应，在充电时可以逆向进行，使电池恢复到放电前的状态。
（2）能量转化：化学能电能
（3）常见的充电电池：铅酸蓄电池、镍氢电池、锂离子电池。
①铅蓄电池
铅蓄电池是用硬橡胶或透明塑料制成长方形外壳，在正极板上附着一层棕褐色PbO2，负极板上是海绵状金属铅，两极均浸在密度为1.28g·cm-3、浓度为30%的硫酸溶液中，且两极间用微孔橡胶或微孔塑料隔开。
放电电极反应：
负极：Pb(s)+SO42－(aq)－2e－＝PbSO4(s)；
正极：PbO2(s)+4H+(aq)+SO42－(aq)+2e－＝PbSO4(s)+2H2O(l)
充电电极反应：
阳极：PbSO4(s)+2H2O(l)－2e－=PbO2(s)+4H+(aq)+SO42－(aq)；
阴极：PbSO4(s)+2e－=Pb(s)+SO42－(aq)
电池总反应式：
Pb (s)+ PbO2(s) +2H2SO4(aq)2PbSO4(s) +2H2O(l)
铅蓄电池的优点：电动势高，电压稳定，使用范围宽，原料丰富，价格便宜。
铅蓄电池的缺点：笨重，防震性差，易溢出酸液，维护不便，携带不便等。
②银锌蓄电池
银锌蓄电池是形似干电池的充电电池，其负极为锌，正极为附着Ag2O的银，电解液为40%的KOH溶液。电极反应：
放电电极反应：
负极：Zn-2e－+2OH-＝Zn(OH)2
正极：Ag2O+2e－+ H2O＝2Ag +2OH-
充电电极反应：
阳极：2Ag +2OH-－2e－= Ag2O+ H2O；
阴极：Zn(OH)2+2e－= Zn+2OH-
电池总反应式：
Zn + Ag2O + H2OZn(OH)2+2Ag
③锂电池
元素周期表中IA族的锂（Li）——最轻的金属，也是活动性极强的金属，是制造电池的理想物质。锂电池是新一代可充电的绿色电池，已成为笔记本电脑、移动电话、数码相机、摄像机等低功耗电器的主流电源。
电极反应为：
负极：Li－e- ＝Li＋
正极：MnO2＋Li＋ ＋e- ＝LiMnO2
总反应：Li＋MnO2LiMnO2
28．燃料电池
（1）特点：
①反应物储存在电池外部；
②能量转换效率高、清洁、安全；
③供电量易于调节。
（2）燃料电池常用的燃料有：氢气、甲烷、乙醇等；常用氧化剂：氧气。
①氢氧燃料电池：氢氧燃料电池是一种高效低污染的新型电池，主要用于航天领域。它的电极材料一般为惰性电极，但具有很强的催化活性，如铂电极、活性炭电极等。电解质溶液为40%的KOH溶液。电极反应式为：
负极：2H2＋4OH－＝4H2O＋4e－，正极：O2＋2H2O＋4e－＝4OH－
电池的总反应式为：2H2＋O2＝2H2O
②甲烷氧燃料电池：该电池用金属铂片插入KOH溶液中作电极，又在两极上分别通甲烷和氧气。电极反应式为：
负极：CH4＋10OH－＝CO32－＋7H2O＋8e－，正极：2O2＋4H2O＋8e－＝8OH－
电池总反应式：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O
【解读】a.燃料燃烧是一种剧烈的氧化还原反应，可以利用原电池的工作原理将燃料和氧化剂（如O2）反应所放出的热能直接转变为电能。
b.燃料电池是一种高效、环境友好的发电装置。
c.燃料电池如果以氢气为燃料时，产物为水；以甲烷为燃料时，产物为水和二氧化碳，
d.燃料电池与干电池和蓄电池的主要差别在于反应物不是储存在电池内部，而是用外加的设备，源源不断地提供燃料和氧化剂，使反应能连续进行。
（4）海水电池：1991年，我国首创以铝－空气－海水为能源的新型电池，用作航海标志灯的电源。该电池以取之不尽的海水为电解质，靠空气中的氧气使铝不断氧化而产生电流。电极反应式为：
负极：4Al＝4Al3＋＋12e－
正极：3O2＋6H2O＋12e－＝12OH－
这种海水电池的能量比干电池高20～50倍。
（5）发展中的化学电源：当今发展新型化学电源，不仅要在其高比能量、高比容量、长寿命方面取得长足的进步，而且更重要的是向“绿色电池”方向发展。除了前面介绍的锂电池、燃料电池外，还有可充式镍氢电池，它的化学成分主要由镍和稀土组成，不含汞，无污染，是“绿色电池”的佼佼者。它可连续充放电500次，每次充放电成本低，而且减少了对环境的汞污染。
八、化学反应速率及其表示方法
30、化学反应速率的概念：化学反应速率就是化学反应进行的快慢程度的物理量。化学反应正方向（从左向右）进行的反应速率称为正反应速率；化学反应逆方向（从右向左）进行的反应速率称为逆反应速率。
31、化学反应速率表示方法
（1）定性描述：根据化学反应的实验现象进行描述，能用来表示速率快慢的实验现象有①冒气泡快慢②颜色变化快慢③固体物质的减少快慢④出现浑浊的快慢⑤温度变化快慢，如钠、钾与水的反应，前者剧烈反应，能快速放出气泡，后者剧烈反应不但能快速放出气泡还会发生爆炸，显然钾与水反应的速率快。
（2）定量表示：
①表示方法：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示。
②化学反应速率表达式
若浓度用物质的量浓度（c）来表示，单位为mol/L；时间用t来表示，单位为秒（s）或分（min）或小时（h），则化学反应速率的数学表达式为：v＝或v＝，v(A)：物质A的化学反应速率， c(A)：反应物（或生成物）A的浓度变化量， t：浓度变化的时间。
③单位：mol/(L·s) 或 mol/(L·min) 或 mol/(L·h)。
32.化学反应速率与化学计量数的关系
同一反应在同一时间内，用不同物质来表示的反应速率可能不同，但表示的意义相同（即快慢程度相同），且反应速率的数值之比等于这些物质在化学方程式中的化学计量数之比。
如在反应aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)中，存在v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝a∶b∶c∶d
【特别提醒】（1）化学反应速率是指某时间段内的平均反应速率，而不是某时刻的瞬时速率。
（2）化学反应速率可用来衡量化学反应进行的快慢，均为正值。
（3）因为纯固体、纯液体的浓度视为定值，所以该表达式只适用于有气态物质参加或溶液中的反应，虽然不能用固体的浓度变化表示反应速率，但可以用单位时间固体质量的变化量来表示反应速率的快慢。
（4）同一反应选用不同物质浓度的改变量表示速率，数值可能不同，但表示的意义相同。因此，表示化学反应的速率时，必须说明是用反应物或生成物中的哪种物质做标准。
十、影响化学反应速率的因素
33．影响化学反应速率的内因（主要因素，研究对象为不同的反应）
化学反应的速率是由反应物的性质决定的，即由反应物的分子结构或原子结构决定的，如相同条件下Mg、Al与稀盐酸反应的速率大小关系为Mg＞Al。
34.影响化学反应速率的外因（次要因素，研究对象为同一反应）
（1）浓度：其他条件不变时，增大反应物浓度，可以增大化学反应速率；减小反应物浓度，可以减小化学反应速率。
【特别提醒】此规律只适用于气体反应或溶液中的反应，对于固体或纯液体反应物，一般情况下其浓度是常数，因此改变它们的量不会改变化学反应速率，但改变固体物质的表面积会影响化学反应速率。
（2）压强：对于有气体参加的化学反应，若其他条件不变，增大压强，反应速率加快；减小压强，反应速率减慢。若参加反应的物质为固体或液体（溶液），由于压强的变化对它们的浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。对于有气体参加的可逆反应，增大压强，正反应速率、逆反应速率都增大；减小压强，正反应速率、逆反应速率都减小。
【特别提醒】对于气体反应体系，有以下几种情况：
①恒温时：增加压强体积减小浓度增大反应速率加快
②恒容时：充入气体反应物总压增大浓度增大反应速率加快
充入稀有气体总压增大，但各分压不变，即各物质的浓度不变，反应速率不变
③恒压时：充入稀有气体体积增大各反应物浓度减小反应速率减慢
总之，压强改变，若引起浓度改变，则速率改变。
（3）温度：其他条件不变时，升高温度，可以增大反应速率，降低温度可以减慢反应速率。实验测得，温度每升高10℃，化学反应速率通常增大到原来的2～4倍。温度对吸热反应、放热反应都适用。
（4）催化剂：催化剂能改变化学反应速率，但不能使本不发生的反应成为可能。可以提高反应速率的催化剂称为正催化剂，可以减缓反应速率的催化剂称为负催化剂。大多数的化工生产中，都有使用催化剂，而催化剂具有高度的选择性（专一性）。
【特别提醒】①没有特别说明，催化剂均指正催化剂。②注意催化剂中毒的问题及催化剂活性与温度的关系。③催化剂要参与反应，但在整个反应结束后化学性质和质量没有发生变化。
（5）其他因素：光、超声波、反应物颗粒大小、扩散速度、溶剂等。
【归纳总结】
【特别提醒】（1）压强对反应速率的影响是通过改变浓度来实现的，浓度不变，速率不变。
（2）温度改变，化学反应速率一定改变。
（3）不特别指明，催化剂一般是加快化学反应速率。
（4）固体反应物量的增减，不能改变化学反应速率，固体的表面积改变才能改变化学反应速率。
十一、可逆反应
35.可逆反应的概念：同一条件下既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的化学反应。
36.表示方法：可逆反应在写化学方程式时不用“”而用“”。如工业制硫酸时，SO2与O2的反应是可逆反应，化学方程式为2SO2+O22SO3。
37.可逆反应的特点：
①双向：向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行。
②双同：由正反应和逆反应2个反应组成，分别用v(正)和v(逆)来衡量各自反应进行的快慢，并同时进行。
③共存：反应不能进行到底，反应物和生成物同时存在。
④相反：正反应和逆反应的热效应相反。
⑤限度：若条件保持一定，最终都会建立一个化学平衡状态，即可逆反应在一定条件下有限度，任一组分的转化率都小于100%，即不能全部转化，。
十二、化学反应的限度
38.化学平衡状态的建立：
（1）对于只加入反应物从正向建立的平衡：
浓度 速率
必读教材基础知识
目 录
《第五章 化工生产中的重要非金属元素》回看索引
《第五章 化工生产中的重要非金属元素》重点知识总结
《第六章 化学反应与能量》回看索引
《第六章 化学反应与能量》重点知识总结
《第七章 有机化合物》回看索引
《第七章 有机化合物》重点知识总结
《第八章 化学与可持续发展》回看索引
《第八章 化学与可持续发展》重点知识总结
《必修第二册》回看测试
《第五章 化工生产中的重要非金属元素》回看索引
P2：硫有多种同素异形体。游离态的硫存在于火山喷口附近或地壳的岩层里。硫俗称硫黄，是一种黄色晶体，硫难溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳。试管内壁的硫可以用热碱洗涤（3S+6NaOH2Na2S+Na2SO3+3H2O）。
P2：1体积的水可以溶解约40体积的二氧化硫
P3：【实验5-1】SO2溶于水时可与水反应生成亚硫酸 可逆反应
P3：SO3溶于水时发生剧烈反应生成硫酸
P3：SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O
P3：【实验5-2】二氧化硫的漂白性 SO2能使品红褪色，加热又恢复原来的颜色，这是由于它能与某些（遇紫色石蕊溶液只变红）有些物质化合生成不稳定的无色物质，该不稳定的无色物质会慢慢分解，受热则很快分解恢复原来的颜色。SO2的漂白是化合作用，属于暂时性漂白，Na2O2、HClO的漂白为强氧化性，为永久性漂白，不能恢复原来的颜色。SO2还能杀菌消毒，SO2和某些含硫化合物的漂白作用也被一些不法厂商非法用来加工食品，以使食物增白，食用这类食品对人体的肝、肾等有严重的损害，并有致癌作用。空气中SO2的主要来源是大量燃烧煤、石油等化石燃料，其次是来自火山爆发和金属冶炼厂、硫酸厂等的工业废气。
P4：资料卡片——食品中的二氧化硫 二氧化硫可用于杀菌消毒，还是一种食品添加剂
P4：图5-4 工业制硫酸的原理示意图
P4：图5-5 浓硫酸与蔗糖反应 浓硫酸具有吸水性、脱水性、强氧化性三大特性。吸水性常用作干燥剂，不能干燥NH3[不是因为强氧化性。2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4]和还原性气体如H2S、HBr、HI。但可以干燥SO2。脱水性属于化学变化。P101图4－31黑面包实验的具体操作为在烧杯中放入适量蔗糖，用少量水调成糊状，注入浓硫酸，用玻棒搅拌。蔗糖变黑，体积膨胀，放出大量热，放出有刺激性气味的气体。黑面包实验体现了浓硫酸的脱水性和氧化性。有关反应为：C12H22O11=12C+11H2O；2H2SO4(浓)+CCO2↑+2H2O+2SO2↑。右图是C与浓H2SO4反应产物的鉴别。装置A中观察到的现象是白色粉末逐渐变蓝，装置B的作用是检验SO2，C的作用是除SO2，D的作用是检验SO2是否除尽，装置E中的试剂为澄清石灰水，用于检验CO2。强氧化性：在温下，浓硫酸能使铁、铝钝化。加热时浓硫酸能与大多数金属反应，但不生成氢气。
P5：【实验5-3】加热条件下，铜与浓硫酸反应 铜在加热时与浓硫酸反应，其化学方程式为Cu+2H2SO4(浓) CuSO4+SO2↑+2H2O。若铜过量，硫酸不能反应完，与MnO2与浓盐酸类似。与硫化氢、溴化氢、FeS等还原剂反应：H2S+H2SO4(浓)=S+SO2↑+2H2O、2HBr+H2SO4(浓)Br2+SO2↑+2H2O，2FeS+6H2SO4(浓)=Fe2(SO4)3+2S↓+3SO2↑+6H2O。图5-6 终止反应的操作是：向上拉铜丝。加热生成的气体通入品红溶液褪色。通入石蕊溶液生成H2SO3也只变红不褪色。硫酸工业所涉及的反应：4FeS2+11O2Fe3O4+8SO2、2SO2+O22SO3、SO3+H2O=H2SO4。
P6：资料卡片——硫酸盐：硫酸钙、硫酸钡、硫酸铜
P6：【实验5-4】硫酸根离子的检验
P6：思考与讨论——粗盐中除去可溶性硫酸盐及MgCl2、CaCl2等杂质的方法 除去粗盐中的Ca2+、Mg2+、SO42-等杂质，先加入过量的BaCl2，至沉淀不再产生后，再加入过量的Na2CO3、NaOH，充分反应后将沉淀一并滤去，经检测发现滤液中仍含有一定量的SO42-，其原因是BaSO4和BaCO3的Ksp差不大，当溶液中存在大量的CO32-时，BaSO4就会部分转化为BaCO3。其中Na2CO3的作用是：除Ca2+和过量的Ba2+。所以试剂加入顺序Na2CO3在之BaCl2后。
P7：资料卡片——自然界中硫的存在和转化
P11：氮的固定、自然固氮 氮的固定是指将游离态的氮转变为氮的化合物叫做氮的固定。
P12：人工固氮
P12：图5-9 自然界中氮的循环
P12：科学史话——合成氨
P13：【实验5-5】NO2溶于水 NO2溶于水生成HNO3（3NO2+H2O==2HNO3+NO）。工业上制取HNO3的原理。以3NO2+H2O=2HNO3+NO 和2NO+O2==2NO2两个反应为基础作变形处理。
当V(NO2): V(O2)=4:1时，NO2可完全转化为硝酸： 4NO2+O2+2H2O=4HNO3
当V(NO): V(O2)=4:3时，NO可完全转化为硝酸： 4NO+3O2+2H2O=4HNO3
P13：氨易液化，液化时吸收大量的热，氨常用作致冷剂。
P13：【实验5-6】氨溶于水的喷泉实验 利用氨气极易溶于水可以做喷泉实验，图5－11氨溶于水的喷泉实验，引发喷泉实验的操作是打开止水夹，挤压胶头滴管。CO2与较浓的NaOH溶液，HCl和H2O都可以做喷泉实验。
P14：1体积水大约可溶解700体积氨。氨气极易溶于水是因为：氨分子是极性分子（相似相溶）、与水分子形成氢键、与水反应生成NH3 H2O。一水合氨是弱电解质，氨水是混合物，NH3·H2O中有一小部分电离形成NH4+和OH-。
P14：图5-12 氨与氯化氢的反应 氨水的密度随着浓度的增大而减小，蘸有浓氨水的玻棒和蘸有浓盐酸的玻棒靠近，产生大量的白烟（NH3+HCl=NH4Cl）。
P14：氨的催化氧化生成NO：4NH3+5O24NO+6H2O(催化剂：Pt或Fe)，氨在纯氧中燃烧生成N2：NH3+3O22N2+6H2O，可以用浓氨水检验氯气管道是否漏气8NH3+3Cl2=N2+6NH4Cl。
P14：【实验5-7】铵盐溶液与碱溶液反应：NH4+的检验
P15：实验室制取氨气 装置中发生的化学反应方程式为:2NH4Cl+Ca(OH)2CaCl2+2NH3↑+2H2O（该反应不能改为离子方程式）、干燥氨气通常用碱石灰（NaOH和CaO），不能用浓硫酸或无水CaCl2代替。收集NH3只能用向下排空气法。实验也可以用加热浓氨水或在氨水中加入CaO或NaOH固体的方法来快速制备氨气（用平衡移动原理分析）。检验NH3是否收集满的方法是：收集时在容器口要塞一团棉花，若出现下列现象之一，说明NH3已经收集满，注意仔细观察：试管底略高于试管口，棉花团的作用，收集气体的方法，导管口的位置，润湿的红色石蕊试纸的位置。
P15：硝酸是无色、易挥发、有刺激性气味的液体。浓硝酸见光或受热会分解产生NO2。
P15：【实验5-8】浓、稀硝酸与铜反应 图5-14 终止反应的操作是：向上拉铜丝。
硝酸具有强氧化性，浓硝酸的氧化性比稀硝酸强（氧化性还原性强弱是得失电子的能力而不是多少），浓硝酸和稀硝酸的分别被还原为NO2和NO，活泼金属与硝酸反应，硝酸的还原产物很复杂。如Mg稀HNO3:4Mg+10HNO3=4Mg(NO3)2+NH4NO3+3H2O,金属越活泼，HNO3越稀，还原产生的价态越低。浓硝酸的浓度一般为69%，浓硫酸为98%，浓盐酸为37%，浓硝酸不稳定，受热易分解（4HNO34NO2↑＋2H2O+O2↑），保存在密封、阴凉、玻璃塞、棕色瓶中。
铜和稀硝酸反应停止后，再加入稀H2SO4，铜继续溶解：3Cu+8H++NO3-(稀)=3Cu2++2NO↑+4H2O；过量的铁和稀硝酸反应：3Fe+8H++NO3-(稀)=3Fe2++2NO↑+4H2O；Fe(OH)2溶于稀硝酸：3Fe(OH)2+4H++NO3-=3Fe3++NO↑+2H2O；H+、NO3-、SO32-不能大量共存：2H++2NO3-+3SO32-=3SO42-+2NO↑+H2O；H+、NO3-、Fe2+不能大量共存：4H++NO3-+3Fe2+=2H2O+NO↑+3Fe3+。
P15：资料卡片——王水 王水是浓硝酸和浓盐酸的混合物（体积比为1：3），能溶解硝酸不能溶解的金属如：铂和金。
P15：常温下可以用铁或铝制容器来盛装浓硝酸或浓硫酸及其原因
P16：思考与讨论——工业上制硝酸的反应原理
P16：图5-15 酸雨的形成示意图 二氧化硫、氮氧化物以及它们在大气中发生反应后的生成物溶于雨水会形成酸雨。正常雨水由于溶解了CO2，其pH约为5.6，而酸雨的pH小于5.6
P18：T6
P19：传统的无机非金属材料多为硅酸盐材料：陶瓷、玻璃、水泥
P19：资料卡片——硅酸盐的结构
P20：陶瓷、玻璃的原料及制备过程 普通玻璃是以纯碱、石灰石和石英为原料，在玻璃窑中熔化制得的。
P21：水泥的原料及制备过程 水泥是以黏土和石灰石为主要原料，在水泥回转窑中煅烧，再加入适量的石膏研成细粉。普通玻璃和水泥的共同原料是石灰石。
P21：新型无机非金属材料：硅、二氧化硅、新型陶瓷、碳纳米材料（富勒烯、碳纳米管、石墨烯）
P21：硅在自然界主要以硅酸盐（如地壳中的大多数矿物）和氧化物（如水晶、玛瑙）的形式存在，硅是一种亲氧元素，在自然界中它总是与氧相互化合的，在自然界中主要以熔点很高的氧化物SiO2及硅酸盐的形式存在。结晶的SiO2是石英，其中无色透明的是水晶，具有彩色环带或层状的称为玛瑙。沙子中含有小粒的石英晶体。纯净的SiO2是现代光学及光纤制品的基本原料。可以用HF刻蚀玻璃，是因为SiO2可与HF酸反应（SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O），但SiO2不是两性氧化物。SiO2为酸性氧化物，但不溶于水生成硅酸。盛碱溶液的试剂瓶一般用橡胶塞，因为SiO2易与强碱溶液反应，生成硅酸钠使试剂瓶受腐蚀。SiO2为共价晶体，不存在单个的SiO2分子，1mol的SiO2中含有4mol的Si-O键。
P22：资料卡片——高纯硅的制备 粗硅的制取生成的CO，由硅的氧化物制取硅主要的三个化学反应。理解“从沙滩到用户”。
P22：硅的用途：芯片、硅太阳能电池——图5-25 硅是人类将太阳能转化为电能的常用材料 金刚石，晶体硅，碳化硅熔点由低到高的顺序为晶体硅<碳化硅<金刚石。导电性介于导体和绝缘体之间，是良好的半导体材料。在常温下可与氟气、氢氟酸（Si+4HF=SiF4↑+2H2↑）和强碱发生反应（Si+2OH-+H2O=SiO32-+2H2↑）。
P22：二氧化硅的用途：光导纤维——图5-26
P23：科学·技术·社会——新型陶瓷 碳化硅（俗称金刚砂），属于共价晶体。
P23：碳纳米材料：富勒烯、碳纳米管、石墨烯
P25：T3、T4
P27：T4、T5
P28：T6、T7、T9、T10
P29：实验活动4 用化学沉淀法去除粗盐中的杂质离子
P30：实验活动5 不同价态含硫物质的转化
《第五章 化工生产中的重要非金属元素》重点知识总结
一、硫单质的性质及应用
1.硫元素的存在形态
（1）游离态：在火山口附近或地壳的岩层例存在；
（2）化合态：以硫化物和硫酸盐的形式存在，。
2.硫元素的原子结构和性质
硫元素位置 原子结构示意图 非金属性 主要化合价
第三周期、第ⅥA族 比氯、氧弱 －2、＋4、＋6
3.硫单质的物理性质
硫单质俗称硫黄，是一种淡黄色固体；不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2；有多种同素异形体，如单斜硫、斜方硫等。
注：常用CS2将硫单质与其他物质分离，也可用CS2洗去试管内壁上的硫单质。
4.从化合价的角度认识硫单质的化学性质
H2 O2
（1）S的氧化性
S与Fe、Cu、Hg、H2反应的化学方程式依次为
①Fe＋SFeS（黑色难溶于水的物质，可溶于盐酸、稀硫酸）
②2Cu＋SCu2S（黑色难溶于水的物质，不溶于盐酸、稀硫酸）
③S＋Hg===HgS(此反应适用于除去室内洒落的Hg)
④H2＋SH2S（臭鸡蛋气味的气体）。
（2）S的还原性
①S与O2反应的化学方程式为S＋O2SO2，在空气中燃烧火焰为淡蓝色。
②与强氧化剂反应(如浓硫酸)的化学方程式为:S＋2H2SO4(浓)3SO2↑＋2H2O。
（3）既体现S的氧化性又体现S的还原性：S与NaOH溶液反应的化学方程式为:
3S＋6NaOH2Na2S＋Na2SO3＋3H2O
该反应中硫既是氧化剂，又是还原剂，此反应可用于除去试管内黏附的S。
二、硫的氧化物(SO2、SO3)的性质及应用
5.二氧化硫(SO2)
（1）物理性质
二氧化硫是无色、有刺激性气味的有毒气体，密度比空气的大，是大气污染物之一；易溶于水，通常状况下，1体积水溶解约40体积SO2。
（2）化学性质
按要求完成下列方程式：
①酸性氧化物的通性：
a.与水反应：SO2+H2OH2SO3（可逆反应）；H2SO3是中强酸，水溶液能使紫色石蕊试液变红色。
b.与NaOH(足量)反应：2NaOH＋SO2===Na2SO3＋H2O，应用：用NaOH溶液吸收SO2尾气；
与澄清石灰水反应：SO2+Ca(OH)2=CaSO3↓+H2O，与CO2性质相似。
c.与碱性氧化物(CaO)反应反应：CaO＋SO2===CaSO3。
d.与盐(NaHCO3)溶液反应：NaHCO3＋SO2===NaHSO3＋CO2；Na2SO3溶液中通入SO2气体：Na2SO3+SO2+H2O=2NaHSO3。
【名师解读】可逆反应是指在相同条件下既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应，用“”连接。可逆反应具有三性：双向性、同时性、共存性（反应物不能完全转化为生成物，反应物和生成物共存)。
②氧化性(如与H2S溶液反应)：
SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O
③还原性：
a.与O2反应：2SO2＋O22SO3（可逆反应）；
b.与氯水反应：Cl2＋SO2＋2H2O===2HCl＋H2SO4(还可使溴水、碘水褪色)
c.能使酸性高锰钾溶液褪色：5SO2＋2H2O+2MnO4-===2Mn2++5SO42-+4H+(离子方程式)
d.与三价铁盐（Fe3+）反应：2Fe3+＋SO2＋2H2O===2Fe2+＋SO42-+4H+
④SO2的特性——漂白性：可使品红溶液等有机色质褪色，生成不稳定的化合物，是一个可逆过程，受热恢复原色。
（4）SO2的用途
①漂白纸浆、毛、丝等。
②用于杀菌消毒，还是一种食品添加剂。
6.三氧化硫(SO3)
SO3在标准状况下为无色、针状晶体，为酸性氧化物，能与水反应：SO3＋H2O===H2SO4，放出大量的热，它跟碱性氧化物或碱都能反应生成硫酸盐，同时具有强氧化性。
7.硫的氧化物的污染与治理
（1）来源：含硫化石燃料的燃烧及含硫金属矿物的冶炼等。
（2）危害：危害人体健康，形成酸雨(pH小于5.6)。
（3）治理：燃煤脱硫，改进燃烧技术。
（4）硫酸型酸雨的形成途径有两个：
途径1：空气中飘尘的催化作用，2SO2＋O22SO3、SO3＋H2O===H2SO4。
途径2：SO2＋H2OH2SO3、2H2SO3＋O2===2H2SO4。
三、硫酸
8.硫酸的物理性质
（1）纯硫酸是一种无色油状液体，沸点高（沸点约338℃，高沸点酸能用于制备低沸点酸），难挥发；密度比水大，98%的浓硫酸的密度为1.84g/cm3。
（2）溶解性：浓硫酸与水以任意比互溶，溶解时可放出大量热。
（3）稀释方法：将浓硫酸沿器壁慢慢注入水中并不断搅拌。
9.硫酸的化学性质
（1）稀硫酸具有酸的通性
硫酸是强电解质，硫酸在水里很容易电离出氢离子，在水溶液中的电离方程式为H2SO4===2H＋＋SO，具有酸的通性，能使石蕊溶液变红，还能与活泼金属、碱、碱性氧化物及某些盐反应。
①指示剂变色：石蕊变红；酚酞不变色。
②与金属（如Fe、Al）反应：Fe+H2SO4==FeSO4+H2↑ ；2Al + 3H2SO4 ==Al2(SO4)3 + 3H2↑
③与碱（如NaOH、Ba(OH)2）反应：2NaOH+H2SO4==Na2SO4+2H2O；Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO===BaSO4↓＋2H2O；
④与碱性氧化物（如CuO、MgO）反应：CuO +H2SO4 == CuSO4 +H2O；MgO＋2H＋===Mg2＋＋H2O；
⑤与某些盐（如BaCl2、Na2SO3）反应：BaCl2+H2SO4==BaSO4↓+ 2HCl；SO＋2H＋===H2O＋SO2↑；
（2）浓H2SO4的特性
①吸水性与脱水性的区别
a.浓硫酸吸水是把物质本身中含有的自由H2O分子或结晶水吸收。
b.浓硫酸脱水是把本身不含水的有机物中的氢元素和氧元素按原子个数比2∶1的形式脱去，如向蔗糖中加入浓硫酸时，蔗糖逐渐变黑，体积膨胀，变成疏松多孔的海绵状黑色固体C，C被浓硫酸氧化放出有刺激性气味的气体，C12H22O1112C+11H2O，C+2H2SO4(浓) CO2↑+2H2O+2SO2↑， 体现了浓硫酸具有脱水性、强氧化性。
c.二者的本质区别是物质中有没有现成的水分子。
d.利用浓硫酸的吸水性，常用浓硫酸作干燥剂，浓硫酸可以干燥H2、Cl2、O2、SO2、N2、CO2、CO、CH4等气体，但是它不能用来干燥碱性气体（如NH3）和强还原性气体（如HBr、HI、H2S）。
注意：在浓硫酸作用下，结晶水合物失去结晶水属于浓硫酸的吸水性。
②强氧化性：在浓硫酸中主要是以硫酸分子的形式存在，体现的是硫酸分子的性质。在硫酸分子中，存在+6价硫，很容易得电子被还原，所以具有很强的氧化性。浓硫酸能将大多数金属（如Cu）或非金属（如C）氧化：
a.Fe、Al的钝化
常温下，当Fe、Al等金属遇到浓硫酸时，会与浓硫酸发生反应，表面生成一层致密的氧化物薄膜而出现“钝化”现象。
b.浓硫酸与不活泼金属或非金属反应的规律：
由于浓硫酸具有强氧化性，故存在与稀硫酸不同的化学性质，能够与不活泼金属或非金属发生反应，反应过程中有如下规律：
I、反应要加热，否则不反应；
II、还原产物一般是SO2。一般金属被氧化为高价态的硫酸盐，非金属被氧化为高价态氧化物或含氧酸。
III、浓硫酸与金属反应时，既表现酸性又表现强氧化性，而与非金属反应时，只表现强氧化性。如：
Cu+2H2SO4(浓) CuSO4 + 2H2O +SO2↑
2Ag+2H2SO4 (浓) Ag2SO4+SO2↑+2H2O
C+2H2SO4(浓) CO2↑+2H2O+2SO2 ↑
S+2H2SO4 (浓) 3SO2↑+2H2O
IV、随着反应的进行，浓硫酸浓度变小，一旦变为稀硫酸，反应就停止。
c.浓硫酸氧化含低价非金属元素的化合物
H2S+H2SO4 (浓)==S↓+SO2↑+2H2O或H2S+3H2SO4 (浓)4SO2↑+4H2O
2HI+H2SO4 (浓)==I2+SO2↑+2H2O
2HBr+H2SO4 (浓)==Br2+SO2↑+2H2O
【特别提醒】①H2SO4是高沸点、难挥发性的强酸，利用这一性质可以制取HCl和HF：H2SO4(浓)＋NaClNaHSO4＋HCl↑，CaF2＋H2SO4===CaSO4＋2HF↑。
②由“量变”引起的“质变”：金属(如Cu、Zn等)与浓H2SO4反应时，要注意H2SO4浓度对反应产物的影响。开始阶段产生SO2气体，随着反应的进行，H2SO4的浓度变小，最后变为稀H2SO4，Cu与稀H2SO4不反应，Zn与稀H2SO4反应生成H2而不是SO2。
10.硫酸的用途
（1）重要的化工原料，可用于制化肥、农药、炸药、染料，用于精炼石油等，硫酸的产量是衡量一个国家化学工业发展水平的标志。
（2）金属加工前的酸洗，消除金属表面的氧化物。
（3）制取各种挥发性酸、硫酸盐、作干燥剂等，是实验室里常用的试剂。
11.硫酸的工业制备
（1）硫酸工业制备的工艺流程
（2）硫酸工业制备中的四个“三”
三步骤 三原料 三反应 三设备
黄铁矿煅烧（造气：二氧化硫的制取和净化） 黄铁矿（或硫黄） 4FeS2＋11O22Fe2O3＋8SO2 沸腾炉
SO2的催化氧化 空气 2SO2＋O22SO3 接触室
SO3吸收和硫酸的生成 98.3%的浓硫酸(代替水) SO3＋H2O===H2SO4 吸收塔
【名师提醒】不用水吸收SO3的原因是用水吸收会放出大量的热，形成酸雾，吸收效果差，同时酸雾易腐蚀设备。
四、硫酸盐
12、生产生活中的几种硫酸盐
硫酸盐 主要成分及性质 主要应用
硫酸钙 ①石膏(CaSO4·2H2O)加热到150℃变成熟石膏(2CaSO4·H2O)； ②熟石膏与水混合后凝固，重新变成石膏。 ①制作模型和医疗用的石膏绷带； ②调节水泥的硬化速率。
皓矾 ZnSO4·7H2O 用于制造白色颜料和钡餐
绿矾 FeSO4·7H2O ①在医疗上用于生产治贫血的药剂； ②工业上用于生产净水剂和颜料
硫酸铜 CuSO4· (胆矾) ①检验酒精中是否含有少量水； ②与石灰乳混合制备波尔多液。 ③在农业中用作微量元素肥料
芒硝 Na2SO4·10H2O ①在工业上用于制造玻璃和造纸； ②在农业中用作肥料
明矾 KAl(SO4)2·12H2O易溶于水，溶液呈酸性，水解生成胶体 ①在工业上用于水处理净化剂； ②可用于制造颜料和防火材料
硫酸钡 自然界中的硫酸钡以重晶石的形式存在，不溶于水和酸，且不易被X射线透过 ①生产其他钡盐； ②用作消化系统X射线检查的内服药剂，俗称“钡餐”。
13、硫酸根离子的检验
（1）实验探究：SO的检验
实验操作
实验现象 先生成白色沉淀，加入稀盐酸后沉淀不溶解 先生成白色沉淀，加入稀盐酸后沉淀不溶解 先生成白色沉淀，加入稀盐酸后沉淀溶解，且有气泡产生
离子方程式 Ba2＋＋SO=BaSO4↓ Ba2＋＋SO=BaSO4↓ Ba2＋＋CO===BaCO3↓； BaCO3＋2H＋===Ba2＋＋H2O＋CO2↑
实验结论 SO与Ba2＋反应生成不溶于稀盐酸的白色BaSO4沉淀 CO与Ba2＋反应生成的白色沉淀BaCO3可溶于稀盐酸
（2）检验SO的正确操作及解释
①原理：利用Ba2＋＋SO===BaSO4↓（白色），BaS04不溶于稀盐酸、稀硝酸的特性来检验硫酸根离子。
②试剂：可溶性钡盐(BaCl2)、稀盐酸。
③操作方法：待检验溶液取清液有无白色沉淀产生(判断有无SO)
④排除干扰
a.Ag＋干扰：用盐酸酸化可排除Ag+的干扰。
b.CO、SO、PO43-干扰：BaCO3,、BaSO3、Ba3(PO4)2都是白色沉淀，与BaSO4白色沉淀不同的是，这些沉淀可溶于强酸中，因此检验SO时，必须先用稀盐酸酸化。
【特别提醒】不能用稀硝酸酸化，因在酸性条件下，SO32-、HSO3-等会被溶液中的NO3-氧化为SO,从而干扰检验结果。
c.整个过程中可能发生反应的离子方程式：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O、SO＋2H＋===SO2↑＋H2O、Ag＋＋Cl－===AgCl↓、Ba2＋＋SO===BaSO4↓。
（3）SO检验的应用——粗盐提纯
①物质的分离和提纯的“三个必须”和“四个原则”
a． 三个必须IV
I、除杂试剂必须稍过量。
II、过量试剂必须除尽。
III、除杂途径选最佳，有多种杂质时除杂顺序必须合理。
b. 四个原则
②若除去粗盐中杂质(硫酸盐、CaCl2、MgCl2)，将选用的试剂及反应的离子方程式填入下表：
杂质 加入的试剂 离子方程式
硫酸盐 氯化钡溶液 Ba2＋＋SO===BaSO4↓
CaCl2 碳酸钠溶液 Ca2＋＋CO===CaCO3↓
MgCl2 烧碱溶液 Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓
③试剂加入的顺序
原则：Na2CO3溶液加入顺序在BaCl2溶液之后；加入盐酸在过滤之后。通常顺序可以为
a.BaCl2溶液―→NaOH溶液―→Na2CO3溶液―→盐酸；
b.NaOH溶液―→BaCl2溶液―→Na2CO3溶液―→盐酸；
C.BaCl2溶液―→Na2CO3溶液―→NaOH溶液―→盐酸。
五、硫及其化合物的相互转化及应用
14.理清硫元素的化合价与氧化性、还原性之间的关系
15.构建硫及其化合物转化网络
16.掌握硫及其化合物之间的转化规律
（1）相同价态硫的转化是通过酸、碱反应实现的
如：
写出②、③、④反应的化学方程式：
②H2SO3＋2NaOH===Na2SO3＋2H2O；
③Na2SO3＋H2SO4===Na2SO4＋H2O＋SO2↑；
④SO2＋Na2SO3＋H2O===2NaHSO3。
（2）不同价态硫的转化是通过氧化还原反应实现的
当硫元素的化合价升高或降低时，一般升高或降低到其相邻的价态，即台阶式升降，可用下图表示
注意：（1）同种元素相邻价态的粒子间不发生氧化还原反应，如S和H2S、S和SO2、SO2和浓硫酸之间不发生氧化还原反应。
（2）当硫元素的高价态粒子与低价态粒子反应时，一般生成中间价态，如2Na2S＋Na2SO3＋3H2SO4===3Na2SO4＋3S↓＋3H2O。
17、自然界中硫的存在和转化
1）自然界中硫的存在
（1）游离态的硫主要存在于火山口附近或地壳的岩层中。
（2）化合态的硫广泛存在于动植物体内和海洋、大气、地壳中：
①动植物体内：含硫蛋白质等；
②岩层深处和海底的无氧环境中：金属硫化物，如黄铁矿(FeS2)、黄铜矿(CuFeS2)等；
③地表附近的富氧环境中：硫酸盐，如石膏(CaSO4·2H2O)、芒硝(Na2SO4·10H2O)等；
④大气中：少量的H2S、SO2、SO3等。
2）自然界中不同价态含硫物质的转化
六、氮气与氮的固定
18．氮元素的原子结构和性质
（1）氮元素的原子结构
氮元素位于元素周期表的第二周期第ⅤA族，氮原子的原子结构示意图：,氮原子最外层有5个电子，既不容易得到3个电子，也不容易失去5个电子。氮原子一般通过共用电子对与其他原子相互结合构成物质。
（2）氮元素在自然界中的存在
①游离态：主要以氮气分子的形式存在于空气中，约占78%（体积分数）。
②化合态：存在于动植物体内的蛋白质中，土壤、海洋的硝酸盐和铵盐中。
19．氮气
（1）结构：
①分子式：N2 ②电子式： ③结构式：N≡N ④球棍模型：
（2）物理性质
通常情况下，氮气是无色、无味的气体，密度比空气的稍小，难溶于水（体积比=1：0.02），在压强为101KPa下，氮气在—195.8℃时变成无色液体，氮气分子在—209.9℃时变成雪花状固体。
（3）化学性质
氮分子内两个氮原子间以共价三键(N≡N)结合，断开该化学键需要较多的能量，所以氮气的化学性质很稳定，通常情况下很难与其他物质发生化学反应，但在高温、放电等条件下，氮气也可以与镁、氢气、氧气等物质发生化合反应。
写出氮气与下列物质反应的化学方程式。
①金属镁：N2＋3MgMg3N2，氮气表现氧化性；Mg3N2离子化合物，在水中强烈水解Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3↑，与盐酸反应的方程式为：Mg3N2+8HCl=3MgCl2+2NH4Cl。
②氢气：N2＋3H22NH3，氮气表现氧化性；
③氧气：N2＋O22NO（闪电、汽车引擎中发生的反应），氮气表现还原性。
（4）用途
①氮气常用作保护气，如焊接金属、填充灯泡、保存食品等。
②氮气是合成氨、制硝酸的重要原料。
③雷电是自然界重要的固氮方式。
④液氮可用作制冷剂，应用于医学、科技等领域。
（5）工业制法：
①分离液态空气：
②耗氧法：
（6）实验室制法
①NH3氧化法：2NH3+3CuON2+3Cu+3H2O
②NH4Cl溶液和NaNO2溶液共热法：NH4Cl+NaNO2N2↑+NaCl+2H2O
20．氮的固定
（1）含义：将大气中游离态的氮转化为氮的化合物的过程。
（2）分类：
①自然固氮：高能固氮（大自然通过闪电释放能量将氮气转化为含氮的氧化物）；生物固氮（通过豆科植物的根瘤菌将氮气转化为氨）。
②人工固氮：合成氨(工业上合成氨)；仿生固氮(某些金属有机化合物可起到根瘤菌的作用)。
七、氮的氧化物
21.氮的氧化物的种类
氮有多种价态的氧化物，氮元素从＋1～＋5价都有对应的氧化物，如N2O、NO、N2O3、NO2(或N2O4)、N2O5，其中属于酸性氧化物的是N2O3、N2O5，分别是硝酸、亚硝酸（HNO2）的酸酐。
22.NO和NO2的物理性质、化学性质和制法对比
NO NO2
物理性质 色态味 无色、无味、气体 红棕色、刺激性气味、气体
密度 密度略大于空气 密度比空气大
熔沸点 很低 低，易液化
溶解性 不溶 易溶
化学性质 毒性 有毒 有毒
与水 不反应 3NO2+H2O=2HNO3+NO
NO2既是氧化剂，又是还原剂
与碱 不反应 2NO2+2NaOH=NaNO3+NaNO2+H2O NO＋NO2 ＋2NaOH=2NaNO2 +H2O
氧化性 2NO+2CO=2CO2+N2 2NO2+2KI=I2+2KNO2
还原性 2NO+O2=2NO2
可使KMnO4褪色 可使KMnO4褪色
与O2混合，通入水中 4NO+3O2+2H2O=4HNO3 4NO2+O2+2H2O=4HNO3
制法 实验室制取 3Cu+8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2 +2NO↑+4H2O Cu+4HNO3(浓)===Cu(NO3)2+2NO2 ↑+2H2O
收集方法 排水法 向上排空气法
【特别提醒】①NO2与N2O4存在下列平衡：2NO2N2O4，因此实验测得NO2的平均相对分子质量总大于46。②验证某无色气体为NO的方法是向该无色气体中通入O2(或空气)，无色气体变为红棕色。
23.氮氧化物对环境的污染及防治
（1）常见的污染类型
①光化学烟雾：NOx在紫外线作用下，与碳氢化合物发生一系列光化学反应，产生了一种有毒的烟雾。
②酸雨：NOx排入大气中后，与水反应生成HNO3和HNO2，随雨雪降到地面,pH值<5.6的雨水为酸雨。
③破坏臭氧层：NO2可使平流层中的臭氧减少，导致地面紫外线辐射量增加。
④NO与血红蛋白结合使人中毒。
（2）常见的NOx尾气处理方法
①碱液吸收法：2NO2＋2NaOH===NaNO3＋NaNO2＋H2O、NO2＋NO＋2NaOH===2NaNO2＋H2O，NO2、NO的混合气体能被足量烧碱溶液完全吸收的条件是n(NO2)≥n(NO)。一般适合工业尾气中NOx的处理。
②催化转化法：在催化剂、加热条件下，氨可将氮氧化物转化为无毒气体(N2)；NOx与CO在一定温度下催化转化为无毒气体(N2和CO2)，一般适用于汽车尾气的处理。
③氨气吸收法：8NH3＋6NO27N2＋12H2O；4NH3＋6NO5N2＋6H2O
八、氨的性质
24．氨的分子结构
分子式 电子式 结构式 空间构型 分子极性
NH3 键角107°18′ 三角锥形 极性分子
25．物理性质
（1）氨是一种无色、有刺激性气味的气体，密度比空气的小。氨在加压下容易液化，液化时放热。液氨汽化时吸收大量的热，使周围温度急剧降低，因此工业上可作制冷剂。
（2）氨是一种极易溶于水的气体，常温常压下，1体积水大约可溶解700体积的氨气。
【特别提醒】（1）氨对人的眼、鼻、喉等有刺激作用，接触时应小心。如果不慎接触过多的氨而出现症状，要及时吸入新鲜空气和水蒸气，并用大量水冲洗眼睛。
（2）将NH、HCl、SO2等溶解度很大的气体溶于水时，为防止倒吸，常采用如图所示的装置。
26．实验探究氨气的性质
实验1：喷泉实验
实验5-6 氨气的喷泉实验（必修第二册，P13）
实验装置
实验原理 氨气极易溶于水（NH3＋H2ONH3·H2ONH4+＋OH-），导致容器内的气体压强变小，容器 内外产生压强差，外界大气压将水压入从而形成喷泉。
实验用品 氨气、酚酞溶液、水；圆底烧瓶、玻璃管、胶头滴管、烧杯、铁架台。
实验步骤 如图5-11，在干燥的圆底烧瓶里充满氨，用带有玻璃管和滴管（预先吸入水）的塞子塞紧瓶口。倒置烧瓶，使玻璃管插入盛有水的烧杯（预先在水里滴入少量酚酞溶液）。打开橡胶管上的弹簧夹，挤压滴管，使少量水进入烧瓶。观察并描述现象，分析出现这些现象的可能原因。
实验现象 烧杯中的溶液由玻璃管进入烧瓶，形成喷泉，瓶内液体呈红色。
实验结论 氨极易溶于水，水溶液呈弱碱性。
原理解释 氨极易溶于水，使烧瓶内的压强迅速减小，导致烧杯中的水在大气压的作用下进入烧瓶。
实验说明 ①实验成功的关键：a.装置的气密性要好；b.烧瓶要干燥；c.氨气要充满。 ②若无胶头滴管引发喷泉，可采用热敷法或冷敷法引发喷泉。
实验2：氨气与HCl反应
①实验操作：将分别蘸有浓盐酸和浓氨水的玻璃棒靠近。
②实验现象：有白烟生成。
③实验结论：氨与氯化氢反应生成白色晶体。
27．氨的化学性质
（1）氨与水的反应
氨的水溶液俗称氨水，显弱碱性，反应的方程式为NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－。
a.氨溶于水得氨水，氨水是混合物，溶液中存在的微粒有三种分子：NH3·H2O、NH3、H2O；三种离子：NH4+、OH－及少量的H+。
b.NH3·H2O为可溶性一元弱碱，具有碱的通性。氨水可使紫色石蕊试液变蓝，故常用湿润的红色石蕊试纸检验NH3的存在。
c.NH3·H2O不稳定，易分解：NH3·H2ONH3↑＋H2O。
【特别提醒】①NH3是中学化学中唯一的碱性气体，能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，可在推断题中作为解题突破口。
②氨水呈碱性，NH3·H2O属于一元弱碱，计算氨水的浓度时，溶质按NH3进行计算。
（2）氨与酸的反应
两根分别蘸取浓氨水和浓盐酸或浓硝酸的玻璃棒，靠近时，产生大量白烟，反应方程式为：NH3＋HCl===NH4Cl（白烟）或NH3+HNO3=NH4NO3（白烟）。
2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4
【特别提醒】氨与酸反应的实质是NH3与H+（质子)结合形成NH4+。氨几乎能与所有的酸（难溶性酸除外，如H2Si03等）反应生成盐，所以氨不能用浓H2S04干燥。
（3）与盐溶液的反应，一般生成难溶的碱，
①氯化铁溶液与氨水反应的离子方程式：Fe3++3NH3·H2O==Fe(OH)3↓+3NH4+
②AlCl3与过量氨水反应的离子方程式：Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH。
【特别提醒】与Cu2+、Zn2+、 Ag+反应先生成沉淀Cu(OH)2、Zn(OH)2、 Ag2O，继续加入NH3·H2O或通入NH3，沉淀溶解，分别生成Cu(NH3)42+、Zn(NH3)42+、 Ag(NH3)2+。
（4）氨的还原性
①氨的催化氧化，反应化学方程式：4NH3＋5O24NO＋6H2O，NH3在反应中作还原剂。
应用：工业上制取硝酸。
【特别提醒】N0很容易与O2化合，为什么氨的催化氧化反应的产物是NO而不是NO2呢？这是因为NO在常温下易与O2化合，而加热时N02不稳定，易分解为N0和O2,150℃时几乎分解完全，所以氨被O2氧化生成N0。待冷却后N0与O2反应转化为NO2。
②氨在加热条件下和氧化铜反应生成铜和氮气，反应的化学方程式为2NH3＋3CuO3Cu＋N2＋3H2O(用于实验室制少量N2)。
③在纯氧中燃烧：4NH3＋3O22N2＋6H2O。
④与氯气反应：2NH3＋3Cl2===N2＋6HCl或8NH3＋3Cl2===N2＋6NH4Cl(用于检验Cl2管道泄漏)。
28.氨的用途
①氨是氮肥工业，有机合成工业，制造硝酸、铵盐和纯碱的原料。
②NH3易液化，当液态NH3汽化时要吸收大量的热，使周围温度急剧降低，因此，液氨常用作制冷剂。
九、铵盐的性质与铵盐(NH)的检验
29．铵盐及物理性质
（1）铵盐的概念：铵根离子(NH)与酸根离子形成的化合物，农业上常用的铵态氮肥，如NH4HCO3、(NH4)2SO4、NH4NO3等都属于铵盐。
【特别提醒】氨肥包括铵态氨肥（如硫酸铵、氯化铵等）、硝态氮肥（如KNO3等)、尿素[CO(NH2)2]以及氨水等。铵态氨肥应避免与碱性肥料（如草木灰，主要成分是K2C03)混合施用，否则会使肥效降低。
（2）物理性质：绝大多数铵盐是白色或无色晶体，都易溶于水。
30．铵盐的化学性质
（1）不稳定性
a．NH4Cl受热分解：NH4ClNH3↑＋HCl↑（用于除去或分离铵盐）。
b．NH4HCO3或(NH4)2CO3受热分解：NH4HCO3NH3↑＋CO2↑＋H2O；(NH4)2CO32NH3↑+CO2↑+H2O
c.硝酸铵的分解有四种情况：
①110℃时分解：NH4NO3＝HNO3＋NH3↑
②185℃～200℃分解：NH4NO3＝N2O↑＋2H2O
③230℃以上，同时有弱光：2NH4NO3=2N2↑+O2↑+4H2O
④在400℃以上时，剧烈分解发生爆炸：4NH4NO3=3N2↑+2NO2↑+8H2O
注：一般情况下写为5NH4NO34N2+2HNO3+9H2O
d.硫酸铵分解两种情况
①硫酸铵在280℃就开始分解,分解放出氨气而生成硫酸氢铵（酸式硫酸铵）：(NH4)2SO4NH3+NH4HSO4；
②513℃时则硫酸铵完全分解,分解放出氨气、氮气、二氧化硫及水：3(NH4)2SO43SO2↑+6H2O+N2↑+4NH3↑
（2）和碱反应
①在稀溶液中不加热：NH＋OH－===NH3·H2O。
②加热时或浓溶液：NH＋OH－NH3↑＋H2O。
③实验室用NH4Cl和Ca(OH)2反应制取氨气，化学方程式：2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O。
31．铵盐(NH)的检验
（1）实验探究
实验5-7 铵根离子的检验（必修第二册，P14）
实验装置 [三支试管中分别盛有少量NH4Cl溶液、NH4NO3溶液和(NH4)2SO4溶液]
实验原理 NH＋OH－NH3↑＋H2O，通过NH3使湿润的红色石蕊试纸变蓝来检验NH
实验用品 NH4Cl溶液、NH4NO3溶液、(NH4)2SO4溶液、红色石蕊试纸、NaOH溶液、蒸馏水；试管、胶头滴管。
实验步骤 在NH4Cl溶液、NH4NO3溶液和(NH4)2SO4溶液的三支试管中分别加入NaOH溶液并加热（注意通风），用镊子夹住一片湿润的红色石蕊试纸放在试管口，观察现象，分析产生现象的原因，写出反应的离子方程式。
实验现象 三支试管都能产生能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的无色气体
实验结论 铵盐与强碱反应生成了氨气
实验说明 实验室中，常利用铵盐与强碱反应产生氨这一性质来检验铵根离子的存在和制取氨
（2）铵盐(NH)的检验方法
向铵盐溶液中加入强碱溶液，加热，产生无色气体，用湿润的红色石蕊试纸检验，试纸变蓝色。
32、氨的实验室制法
（1）反应原理：利用复分解反应强碱制弱碱
实验室用固体氯化铵和氢氧化钙制取氨气：2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O。
（2）药品的选择：
①铵盐：制取NH3时，一般用NH4Cl而不用NH4NO3、(NH4)2SO4或(NH4)2CO3，原因如下：
铵盐 不选用的理由
NH4NO3 受热分解，会发生爆炸，不安全
(NH4)2SO4 与Ca(OH)2反应时生成CaSO4，反应物呈块状，不利于NH3逸出，且反应后试管难清洗
(NH4)2CO3 受热分解会产生CO2，使收集到的NH3不纯
②碱：一般用熟石灰，不用NaOH或KOH，因为NaOH或KOH易吸水结块，而且加热时对玻璃仪器腐蚀性较强。
（3）实验装置
①制取装置：固－固反应加热装置（同制O2）
a.发生装置的试管口略向下倾斜；
b.加热温度不宜过高，并用酒精灯外焰由前向后逐渐加热。
②净化装置——用碱石灰（或固体NaOH、固体CaO）干燥除水
【特别提醒】不能用浓H2SO4、CaCl2干燥，CaCl2与NH3反应：CaCl2+8NH3= CaCl2·8NH3。
（4）收集方法：向下排空气法收集。
收集装置和反应装置的试管和导管必须是干燥的。由于氨气的密度比空气小，因此收集氨气时，导管应插入接近试管的底部。
（5）验满方法：
①用湿润的红色石蕊试纸放置在试管口附近，若变蓝，说明已经收集满。
②用蘸取浓盐酸的玻璃棒靠近试管口，若有白烟生成，说明已经收集满。
（6）尾气处理：多余的氨要吸收掉（可在导管口放一团用水或稀硫酸浸湿的棉花球），以避免污染空气。但多余气体在尾气吸收时要防止倒吸。常采用的装置有：
十一、硝酸
33、硝酸的物理性质
硝酸是无色，易挥发，具有刺激性气味的液体，易溶于水。浓硝酸常因为溶解有NO2而呈黄色。质量分数为69%的硝酸为常用浓硝酸。98%以上的硝酸称之为发烟硝酸。
【特别提醒】发烟硝酸的“发烟”原因是挥发出来的硝酸和空气中的水蒸汽形成的硝酸小液滴，所发出的“烟”实际上是“雾”。
34、硝酸的化学性质
（1）硝酸具有酸的通性
①与金属反应：一般不生成氢气。
②与碱性氧化物反应：如CuO、Na2O、Fe2O3等生成盐和水。
③与碱反应：Cu(OH)2、NaOH等生成盐和水。
④与盐反应：NaHCO3、Na2CO3等。
⑤与指示剂反应：浓硝酸可使石蕊先变红后褪色。
【特别提醒】在利用HNO3的酸性时，要注意考虑它的强氧化性。如FeO与稀硝酸反应时的方程式应是：
3FeO+10HNO3(稀)==3Fe(NO3)3+NO↑+5H2O，而不是FeO+2HNO3 (稀)==Fe(NO3)2+H2O。
（2）不稳定性
浓硝酸见光或受热易分解，化学方程式为4HNO34NO2↑＋O2↑＋2H2O。
长期存放的浓硝酸呈黄色是因为其分解生成的NO2溶于硝酸中，实验室常将浓硝酸保存在棕色试剂瓶中，并放置在阴凉处。
（3）强氧化性
①硝酸的强氧化性
由于HNO3中的+5价氮元素有很强的得电子能力，在硝酸参与的氧化还原反应中，几乎全部是+5价氮被还原，故硝酸具有强氧化性。硝酸无论浓、稀都有强氧化性，而且浓度越大，氧化性越强。
a.硝酸的强氧化性规律：
I、硝酸越浓，温度越高，其氧化性越强。
II、与硝酸反应时，还原剂一般被氧化成最高价态。
b.硝酸强氧化性的表现
I、浓硝酸能使紫色石蕊试液先变红，后褪色。
II、与非金属单质C、S、P等在加热条件下反应，非金属元素被氧化成酸性氧化物或高价含氧酸。如：
C+4HNO3 (浓) CO2↑+4NO2↑+2H2O
S+6HNO3 (浓)H2SO4+6NO2↑+2H2O。
P+5HNO3 (浓)H3PO4+5NO2↑+H2O。
III、金属与HNO3反应一般不生成H2，浓HNO3一般被还原为NO2，稀HNO3一般被还原为NO，极稀HNO3可被还原成NH3，生成NH4NO3等，如Cu和浓、稀硝酸的反应：
3Cu+8HNO3（稀）==3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
Cu+4HNO3（浓）==Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O
【特别提醒】浓硝酸与Cu反应时，若Cu过量，反应开始时浓硝酸的还原产物为NO2，但随着反应的进行，硝酸变稀，其还原产物将为NO，最终应得到NO2与NO的混合气体，可利用氧化还原反应过程中化合价升降总数相等的守恒规律求解有关Cu、HNO3和混合气体之间的量的关系。
IV、钝化：常温时，冷的浓硝酸、浓硫酸可使铝、铁表面生成致密的氧化膜，阻止酸与金属的进一步反应，这种现象叫钝化。钝化其实也是硝酸强氧化性的表现，利用金属Al和Fe的这种性质，我们可以用Al或Fe制的容器来盛装浓硫酸或浓硝酸。当加热时，铁、铝会与浓HNO3或浓H2SO4发生反应。
V、硝酸与铁反应时，产物符合以下规律
VI、与还原性化合物反应：
硝酸可氧化H2S、SO2、Na2SO3、HI、Fe2＋等还原性物质。如稀硝酸与FeSO4溶液反应的离子方程式：
3Fe2＋＋4H＋＋NO===3Fe3＋＋NO↑＋2H2O。
【易错提醒】（1）HNO3与金属反应一般不能产生H2。
（2）还原产物一般为HNO3(浓)→NO2，HNO3(稀)→NO；很稀的硝酸还原产物也可能为N2O、N2或NH4NO3。
（3）硝酸与金属反应时既表现氧化性又表现酸性。
（4）涉及HNO3的离子反应常见的易错问题
①忽视NO在酸性条件下的强氧化性。在酸性条件下NO不能与Fe2＋、I－、SO、S2－等还原性较强的离子大量共存。
②在书写离子方程式时，忽视HNO3的强氧化性，将氧化还原反应简单地写成复分解反应。
35、硝酸的用途及制法
（1）硝酸的用途
①在工业上可用于制化肥、农药、炸药、染料、盐类等；
②在有机化学中，浓硝酸与浓硫酸的混合液是重要的硝化试剂。
（2）硝酸的工业制法
①制硝酸的工艺流程：
②写出上述转化的化学方程式，并指出含氮物质发生的是氧化反应还是还原反应：
a.N2＋3H22NH3，N2发生还原反应。
b.4NH3＋5O24NO＋6H2O，NH3发生氧化反应。
c.2NO＋O2===2NO2，NO发生氧化反应。
d.3NO2＋H2O===2HNO3＋NO，NO2既发生氧化反应，又发生还原反应。
（3）硝酸的实验室制法
①原料 ：浓硫酸（H2SO4，浓）、硝酸钠（NaNO3）固体。
② 反应装置 ：使用耐酸耐热的玻璃仪器，如曲颈甑（），并配备合适的加热装置，如酒精灯。
③ 操作步骤 ：
a.将适量的硝酸钠固体加入曲颈甑中。
b.缓慢滴加浓硫酸至曲颈甑中，边加边搅拌，以防止局部过热。
c.微热反应混合物，注意控制温度，避免强热导致硝酸分解。
反应方程式为：NaNO3+H2SO4(浓)=NaHSO4+HNO3↑。
d. 收集产物 ：收集生成的硝酸。
④ 注意事项 ：
a.浓硫酸具有强腐蚀性和氧化性，操作时必须佩戴防护眼镜和手套。
b.反应过程中会产生大量热，需严格控制加热温度。
c.生成的硝酸蒸气有毒且具有腐蚀性，必须在通风橱中进行操作。
36、硝酸盐
（1）概念：硝酸盐，是硝酸HNO3与金属反应形成的盐类。由金属离子（或铵离子）和硝酸根离子组成。常见的硝酸盐有硝酸钠、硝酸钾、硝酸铵、硝酸钙、硝酸铅、硝酸铈等。
（2）物理性质：硝酸盐几乎全部易溶于水，只有硝酸脲微溶于水，碱式硝酸铋难溶于水，所以溶液中硝酸根不能被其他绝大多数阳离子沉淀。
（3）化学性质
①不稳定性：固体的硝酸盐加热时能分解放出氧气，其中最活泼的金属的硝酸盐仅放出一部分氧而变成亚硝酸盐，其余大部分金属的硝酸盐，分解为金属的氧化物、氧气和二氧化氮。
a.按金属活动性顺序表，钾到钠的硝酸盐受热分解生成亚硝酸盐和氧气：2KNO32KNO2＋O2↑;
b.按金属活动性顺序表，镁到铜的硝酸盐受热分解生成金属的氧化物、氧气和二氧化氮：2Cu(NO3)22CuO+4NO2＋O2↑；
c.按金属活动性顺序表，铜以后的硝酸盐受热分解生成金属单质、氧气和二氧化氮：2AgNO32Ag+2NO2＋O2↑
②氧化性：硝酸盐在高温或酸性水溶液中是强氧化剂，但在碱性或中性的水溶液几乎没有氧化作用。
十二、含氮物质的转化
37.氮气及其化合物的价类二维图
氮元素有多种可变化合价，物质的种类较多，在复习时要从物质类别和价态变化理解这些物质之间的转化关系。
1）横向转化为物质类别变化，发生非氧化还原反应，如
（1）氨气转化为铵盐：HCl＋NH3===NH4Cl
（2）硝酸转化为硝酸盐：NaOH＋HNO3===NaNO3＋H2O
2）纵向转化为化合价变化，发生氧化还原反应，如
（1）NH3转化为N2：3Cl2＋8NH3=== N2＋6NH4Cl
（2）NH3转化为NO：5O2＋4NH34NO＋6H2O
3)歧化——同一物质中某元素的化合价在同一反应中既升高又降低。
如：3NO2＋H2O===2HNO3＋NO 2NO2＋2NaOH===NaNO3＋NaNO2＋H2O
4)归中——不同物质中同一元素的不同化合价在同一反应中只靠拢，不交叉。
如：6NO＋4NH35N2＋6H2O NO2＋NO＋2NaOH===2NaNO2＋H2O
38.构建氮气及其化合物转化网络
（1）知识网络构建
（2）重要反应方程式必练
①N2和H2的反应：N2＋3H22NH3；
②把NH3通入水中：NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－；
③实验室利用NH4Cl固体、Ca(OH)2固体混合加热制备NH3：2NH4Cl＋Ca(OH)22NH3↑＋2H2O＋CaCl2；
④NH3的催化氧化：4NH3＋5O24NO＋6H2O；
⑤NH4HCO3溶液中加入过量稀NaOH溶液：NH＋HCO＋2OH－===NH3·H2O＋CO＋H2O；
⑥NO2溶于水：3NO2＋H2O===2H＋＋2NO＋NO；
⑦NO2被烧碱溶液吸收生成两种钠盐：2NO2＋2OH－===NO＋NO＋H2O；
⑧物质的量之比为1∶1的NO和NO2混合气体恰好被烧碱溶液吸收生成一种钠盐：NO＋NO2＋2OH－===2NO＋H2O；
⑨Cu和稀HNO3的反应：3Cu＋8H＋＋2NO===3Cu2＋＋2NO↑＋4H2O；
⑩Cu和浓HNO3的反应：Cu＋4H＋＋2NO===Cu2＋＋2NO2↑＋2H2O；
Fe和过量稀HNO3的反应：Fe＋4H＋＋NO===Fe3＋＋NO↑＋2H2O；
C和浓HNO3的反应：C＋4H＋＋4NOCO2↑＋4NO2↑＋2H2O；
浓硝酸见光分解：4HNO34NO2↑＋O2↑＋2H2O。
39．氮在自然界中的循环
十三、酸雨及防治
40．酸雨
（1）二氧化硫和氮氧化物的来源
SO2：含硫化石燃料的燃烧及含硫金属矿物的冶炼等；
NOx：①机动车排放的尾气：机动车发动机中，火花塞产生的放电条件会使空气中的N2与O2反应生成NOx。②硝酸厂排放的废气。
（2）酸雨的形成
①酸雨：主要指 pH小于5.6 的雨水，其主要是含有硫酸和硝酸。正常雨水由于溶解了CO2，其pH约为5.6。
②成因：主要是大气中的SO2与NOx及它们在大气中发生反应后的生成物溶于雨水形成的酸雨。
a．硫酸型酸雨的形成过程如图：
写出图中标号所对应的化学方程式：
①2SO2＋O22SO3。
②SO2＋H2OH2SO3。
③SO3＋H2O===H2SO4。
④2H2SO3＋O2===2H2SO4。
b．汽车尾气以及硝酸工业废气等形成的硝酸型酸雨的形成过程如图：
NONO2HNO3
写出图中标号所对应的化学方程式：
①2NO＋O2===2NO2。
②3NO2＋H2O===2HNO3＋NO。
41．酸雨的危害与防治
（1）危害：酸雨能直接损伤农作物，破坏森林和草原，使土壤、湖泊酸化，加速建筑物、桥梁、工业设备、运输工具和电缆的腐蚀。
（2）防治
①消除污染源，调整能源结构，发展清洁能源；
②研究煤的脱硫技术，改进燃烧技术，减少SO2的排放；
③加强工业废气的回收处理；
④改进汽车尾气的处理技术，提高汽车尾气排放标准。
（3）常见的NOx尾气处理方法
①碱液吸收法：2NO2＋2NaOH===NaNO3＋NaNO2＋H2O；NO2＋NO＋2NaOH===2NaNO2＋H2O
NO2、NO的混合气体能被足量烧碱溶液完全吸收的条件是 n(NO2)≥n(NO)。一般适合工业尾气中NOx的处理。
②催化转化法：在催化剂、加热条件下，NOx与CO在一定温度下催化转化为无毒气体(N2和CO2),化学方程式为2NO+2CO2CO2+N2。一般适用于汽车尾气的处理。
③氨气吸收法：在催化剂、加热条件下，氨可将氮氧化物转化为无毒气体(N2)，化学方程式为8NH3＋6NO27N2＋12H2O，4NH3＋6NO5N2＋6H2O。
（4）消除SO2对环境污染的“3方法”
方法一：钙基固硫法:为防治酸雨，工业上常用生石灰和含硫的煤混合后燃烧，燃烧时硫、生石灰、O2共同反应生成硫酸钙，从而使硫转移到煤渣中，反应原理为CaO＋SO2CaSO3,2CaSO3＋O2===2CaSO4，总反应方程式为2CaO＋2SO2＋O22CaSO4。
方法二：氨水脱硫法:该脱硫法采用喷雾吸收法，雾化的氨水与烟气中的SO2直接接触吸收SO2，其反应的化学方程式为NH3＋SO2＋H2O===NH4HSO3,2NH3＋SO2＋H2O===(NH4)2SO3,2(NH4)2SO3＋O2===2(NH4)2SO4。
方法三：钠、碱脱硫法:钠、碱脱硫法是用NaOH/Na2CO3吸收烟气中的SO2，得到Na2SO3和NaHSO3，发生反应的化学方程式为2NaOH＋SO2===Na2SO3＋H2O，Na2CO3＋SO2===Na2SO3＋CO2，Na2SO3＋SO2＋H2O===2NaHSO3。
十四、硅
42.硅的存在、位置与结构
（1）存在：硅在地壳中的含量仅次于氧，居第2 位，在自然界主要以硅酸盐和氧化物（如水晶、玛瑙）的形式存在，硅单质主要有晶体和无定形两大类。
（2）位置：硅元素位于元素周期表中位于第三周期 ⅣA族
（3）结构：硅是14号元素，原子结构为：，说明硅既难失去电子也难得到电子，硅是亲氧元素，与氧形成共价键，硅单质晶体是共价晶体（）。
46.硅的物理性质：
晶体硅是灰黑色、有金属光泽、硬而脆的固体，其结构类似于金刚石，熔沸点很高、硬度大，导电能力介于导体和绝缘体之间，是良好的半导体材料。
43.硅的化学性质——硅的化学性质不活泼，主要形成四价化合物
a．常温
常温下，硅的化学性质不活泼，除氢氟酸、氟气、强碱外不跟其他物质反应。
①与氢氟酸反应的化学方程式：Si＋4HF===SiF4↑＋2H2↑；
②与NaOH溶液反应的化学方程式：Si＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑；
③与F2反应的化学方程式:Si＋2F2===SiF4
b．高温
加热或高温条件下，硅也能和一些非金属单质反应。
①与O2反应：Si＋O2SiO2。
②与Cl2反应：Si＋Cl2SiCl4
③与C反应：Si+ CSiC
44.硅的用途：半导体材料、太阳能电池、计算机芯片和耐酸设备等。
45.高纯硅的制备
（1）制备原理：用焦炭还原石英砂，得到含少量杂质的粗硅，然后转化为三氯硅烷，再经氢气还原得到高纯硅。
（2）制备流程：
（3）涉及的主要化学反应
(a)SiO2＋2CSi＋2CO↑
十五、二氧化硅
46.二氧化硅的存在
自然界中，碳元素既有游离态，又有化合态，而硅元素仅有化合态，主要以氧化物和硅酸盐的形式存在。天然SiO2有晶体和无定形两种，统称硅石，硅石、石英、水晶、玛瑙、硅藻土、沙子等主要成分都是SiO2。
47.二氧化硅的物理性质：纯净的SiO2是无色透明的，其熔、沸点高，硬度大，不溶于水，也不导电。
48.二氧化硅的结构
SiO2晶体有多种晶型，其基本结构单元为硅氧四面体(如下图甲所示)，硅氧四面体通过氧原子相互连接为空间的网状结构(如下图乙所示)。在SiO2晶体中，每个Si周围结合4个O，Si在中心，O在4个顶角；许多这样的四面体又通过顶角的O相连接，每个O为两个四面体所共有，即每个O与2个Si相结合，SiO2晶体中Si和O的比例为1∶2。由结构可知，二氧化硅的化学性质很稳定。
49.二氧化硅的化学性质
a.酸性氧化物，是硅酸的酸酐，但不与水反应。
①SiO2可以与碱反应，生成硅酸盐，如与氢氧化钠反应的化学方程式为SiO2＋2NaOH===Na2SiO3＋H2O（Na2SiO3俗称泡花碱，其水溶液俗称“水玻璃”，可作粘合剂、防火剂）；
②在高温条件下，能够与碱性氧化物反应，如与氧化钙反应的化学方程式为SiO2＋CaOCaSiO3。
③在高温条件下可以与碳酸盐反应，如与碳酸钠、碳酸钙反应的化学方程式为SiO2＋Na2CO3Na2SiO3＋CO2↑；SiO2＋CaCO3CaSiO3＋CO2↑（工业制玻璃）。
b.弱氧化性：
①与碳反应：SiO2+2CSi+2CO↑(制粗硅)；SiO2＋3CSiC＋2CO↑(制金刚砂)；
②与Mg反应：4Mg＋SiO22Mg2Si＋2MgO；Mg2Si＋2H2O=SiH4↑＋2Mg(OH)2(制硅化氢)；
c.特性：常温下与氢氟酸反应的化学方程式为：SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O。
50.二氧化硅的主要应用
①水晶可用于电子工业的部件、光学仪器、工艺品。
②SiO2是制光导纤维的重要原料。
③较纯的石英用于制造石英玻璃，石英玻璃常用来制造耐高温的化学仪器。
④石英砂用于制玻璃的原料及建筑材料。
【特别提醒】（1）由于玻璃的成分中含有SiO2，故实验室盛放碱液的试剂瓶用橡皮塞而不用玻璃塞，因为SiO2与碱溶液反应生成具有黏性的Na2SiO3。
（2）未进行磨砂处理的玻璃，在常温下是不易被强碱腐蚀的。
（3）因为氢氟酸腐蚀玻璃并用于雕刻玻璃，与玻璃中的SiO2反应，所以氢氟酸不能用玻璃瓶保存，而应保存在塑料瓶或铅皿中。
（4）SiO2是H2SiO3的酸酐，但SiO2不与水反应，不能用SiO2直接与水作用制备H2SiO3。
（5）不能依据反应2C＋SiO2Si＋2CO↑来说明C的还原性比Si强，也不能依据反应SiO2＋Na2CO3Na2SiO3＋CO2↑来说明SiO2水化物的酸性比H2CO3强。此类反应能进行的原因是因为在高温条件下，生成物中的气体从反应体系中逸出，有利于反应向右进行。
（6）SiO2虽然能与NaOH溶液、HF溶液反应，但不属于两性氧化物，属于酸性氧化物，但与水不能直接反应。
（7）不要混淆二氧化硅和硅的用途：用于制作光导纤维的是SiO2，用于制作半导体材料、计算机芯片的是晶体硅。
（8）加热熔融NaOH时，不能使用陶瓷坩埚，石英坩埚和铝坩埚，只能使用铁坩埚，原因是陶瓷和石英的主要成分都含有SiO2，SiO2能与NaOH反应，铝坩埚的主要成分是氧化铝，也能与NaOH反应。
十六、硅酸
51.硅酸的物理性质：硅酸是一种白色胶状物质，不溶于水，能形成胶体。新制备的硅酸为透明、胶冻状，硅酸经干燥脱水形成硅酸干凝胶——“硅胶”。
52.硅酸的化学性质：
（1）弱酸性：硅酸的酸性很弱，比碳酸的酸性还弱，在与碱反应时只能与强碱反应。如：H2SiO3+2NaOH==Na2SiO3+2H2O。
（2）不稳定性：硅酸的热稳定性很差，受热分解为SiO2和H2O：H2SiO3SiO2＋H2O。
53.硅酸的制备：
由于SiO2不溶于水，所以硅酸是通过可溶性硅酸盐与其他酸反应制得的。
Na2SiO3+2HCl==H2SiO3↓+2NaCl，Na2SiO3+CO2+H2O==H2SiO3↓+Na2CO3（证明酸性：H2CO3＞H2SiO3）。
54.硅酸的用途：硅胶可作催化剂的载体和袋装食品、瓶装药品的干燥剂。
十七、硅酸盐
55.硅酸钠
①物理性质：白色、可溶于水的粉末状固体，其水溶液俗称水玻璃，有黏性，水溶液显碱性。
②化学性质——与酸性较硅酸强的酸反应：
a．与盐酸反应的化学方程式：
Na2SiO3＋2HCl===2NaCl＋H2SiO3↓。
b．与CO2水溶液反应的化学方程式：
Na2SiO3＋H2O＋CO2===Na2CO3＋H2SiO3↓。
③用途：黏合剂(矿物胶)、防腐剂和耐火阻燃材料。
【特别提醒】①Na2SiO3的水溶液是一种黏合剂，是制备硅胶和木材防火剂等的原料；Na2SiO3易与空气中的CO2、H2O反应，要密封保存。
②可溶性碳酸盐、硅酸盐的水溶液呈碱性，保存该溶液的试剂瓶不能用玻璃塞，应用橡胶塞。
56.硅酸盐的氧化物表示法：
氧化物的书写顺序：活泼金属氧化物→较活泼金属氧化物→二氧化硅→水，不同氧化物间以“·”隔开。
如硅酸钠(Na2SiO3)可表示为Na2O·SiO2，长石(KAlSi3O8)可表示为K2O·Al2O3·6SiO2。
【特别提醒】（1）氧化物之间以“· ”隔开；（2）计量数配置出现分数应化为整数。硅酸盐改写为氧化物形式时，各元素的化合价保持不变，且满足化合价代数和为零，各元素原子个数比符合原来的组成。当系数配置出现分数时一般应化为整数。如上例中KAlSi3O8，将K2O·Al2O3·3SiO2，要写成K2O·Al2O3·6SiO2。
十八、 无机非金属材料
57．无机非金属材料
从组成上看，许多无机非金属材料多含硅、氧等元素，具有耐高温、抗腐蚀、硬度高等特点，以及特殊的光学、电学等性能。
58.分类——可以根据化学成分和性能进行分类。
1）按化学成分分类
无机非金属材料可以根据其主要化学成分进行分类，主要包括以下几类：
（1） 单质 ：如碳、硅等。
（2） 氧化物 ：如二氧化硅、三氧化二铝等。
（3） 碳化物 ：如碳化硅、碳化硼等。
（4） 氮化物 ：如氮化硅、氮化铝等。
（5） 硫化物 ：如硫化锌、硫化镉等。
（6） 卤化物 ：如氟化钙、氯化钠等。
（7） 硅化物 ：如硅化镁、硅化铜等。
（8） 磷化物 ：如磷化铝、磷化镓等。
（9） 氧氨化物 ：如氧氮化硅、氧氮化铝等。
2）按性能分类
无机非金属材料也可以根据其性能进行分类，主要包括以下几类：
（1） 结构材料 ：用于构建和支撑的材料，如水泥、玻璃、陶瓷等。
（2） 功能材料 ：具有特定功能的材料，如：
① 机械性能 ：高强材料、超硬材料、耐磨材料、韧性材料、摩擦材料等。
② 热学性能 ：耐火材料、绝热材料（保温材料）、传热材料、防火材料等。
③ 化学性能 ：耐腐蚀材料、防水材料、吸附材料、离子交换材料、催化剂载体、胶凝材料等。
④ 光学性能 ：电光材料、导光材料、透光材料、荧光材料、发光材料、感光材料、分光材料等。
⑤ 电学性能 ：绝缘材料、介电材料、压电材料、铁电材料、超导材料、半导体材料等。
⑥ 磁学性能 ：磁性材料。
⑦ 声学性能 ：隔声材料、吸声材料等。
⑧ 核物理性能 ：放射性材料、反应材料等。
⑨ 生物性能 ：骨科材料、齿科材料、生物陶瓷等。
十九、传统无机非金属材料——以硅酸盐材料为主
59.传统无机非金属材料
传统无机非金属材料是指以硅酸盐为主要成分的材料，具有耐火、耐腐蚀、耐高温等特性，被广泛应用于建筑、化工、电子、航空航天等领域。
60.常见的硅酸盐材料——水泥、玻璃、陶瓷等硅酸盐材料
水泥 玻璃 陶瓷
主要原料 黏土、石灰石、石膏 石灰石、石英砂、纯碱 黏土
主要设备 水泥回转窑 玻璃窑 陶瓷窑
制备过程 原料与其他辅料经混合、研磨后在水泥回转窑中煅烧，发生复杂的物理和化学变化，加入适量石膏调节水泥硬化速率，再磨成细粉即得 原料经混合、粉碎，在玻璃窑中熔融，发生复杂的物理和化学变化而制得 原料经高温烧结而成
变化 复杂的物理、化学变化过程 Na2CO3＋SiO2Na2SiO3＋CO2↑ CaCO3＋SiO2CaSiO3＋CO2↑ 复杂的物理、化学变化过程
组成 硅酸三钙(3CaO·SiO2) 硅酸二钙(2CaO·SiO2) 铝酸三钙3CaO·Al2O3) 硅酸钠、硅酸钙和二氧化硅 硅酸盐
用途 重要的建筑材料，制作混凝土，用于建筑和水利工程 建筑材料、化学实验用的玻璃仪器、光学仪器、各种器皿、玻璃纤维、窗玻璃等 在工农业、科技、生活、实验室中使用广泛，如建筑材料、绝缘材料、日用器皿、卫生洁具等
（1）陶瓷：陶瓷以黏土(主要成分为含水的铝硅酸盐)为主要原料，经高温烧结而成的。
（2）玻璃：普通玻璃的主要成分为Na2SiO3、CaSiO3和SiO2，它是以纯碱、石灰石和石英砂为主要原料，经混合、粉碎，在玻璃窑中熔融，发生复杂的物理变化和化学变化而制得的，玻璃可用于生产建筑材料、光学仪器和各种器皿，还可制造玻璃纤维，用于高强度复合材料等。
（3）水泥：普通硅酸盐水泥的主要原料是黏土和石灰石，二者与其他辅料经混合、研磨后在水泥回转窑中煅烧，发生复杂的物理变化和化学变化，加入适量石膏调节水泥硬化速率，再研成细粉得到普通水泥。混凝土是水泥、沙子和碎石等与水混合得到的。
【名师提醒】硅酸盐产品中，水泥和陶瓷的共同原料是黏土，水泥和玻璃的共同原料是石灰石。
二十、新型无机非金属材料
61.新型陶瓷
（1）新型陶瓷
新型陶瓷在组成上不再限于传统的硅酸盐体系，在光学、热学、电学、磁学等方面具有很多新的特性和功能。
（2）新型陶瓷的种类与用途
新型材料 成分 性能 主要应用
金刚砂 碳原子、硅原子以共价键连接，结构类似金刚石 硬度很大、高温抗氧化性能优异 砂纸和砂轮的磨料、耐高温结构材料和耐高温半导体材料
高温结构陶瓷 碳化硅、氮化硅、金属氧化物 耐高温、抗氧化、耐腐蚀 用于火箭发动机、汽车发动机和高温电极材料等
压电陶瓷 钛酸盐、锆酸盐等 能实现机械能和电能的相互转化 用于滤波器、扬声器、超声波探伤器和点火器等
透明陶瓷 氧化铝、氧化钇等透明陶瓷；氮化铝、氟化钙等非氧化物透明陶瓷 具有优异的光学性能、耐高温、绝缘性好 用于高压钠灯、激光器、高温探测窗等
超导陶瓷 YBa2Cu3O7-δ、Bi2Sr2Ca2Cu3O10、Tl2Ba2Ca2Cu3O10 临界温度下具有超导性 用于电力、交通、医疗领域等
62.碳纳米材料——新型的无机非金属材料
（1）类型：富勒烯、碳纳米管、石墨烯等。
新型材料 结构特点 主要性能 主要应用
富勒烯 碳原子构成的一系列笼形分子 在溶解性、磁性、非线性光学性质、光导电性等方面表现出优异性能 工业材料，应用于电化学，催化剂，化妆品，抗癌药物等
碳纳米管 石墨片层卷成的直径纳米级的管状物 比表面积大，具有高的强度和优良的电学性质 生产复合材料、电池和传感器等
石墨烯 一个碳原子直径厚度的单层石墨 电阻率低、热导率高、具有很高的强度 应用于光电器件、超级电容器、电池和复合材料等方面
（2）用途：在能源、信息、医药等领域有广阔的应用前景。
63.传统无机非金属材料与新型无机非金属材料的区别
类别 传统无机非金属材料 新型无机非金属材料
主要成分 硅酸盐 不一定是硅酸盐
主要特性 抗腐蚀、耐高温、质脆、经不起热冲击 大都强度高、硬度大，耐高温，另外还具有一定的电学特性、光学特性和生物功能等
《第六章 化学反应与能量》回看索引
P32：【实验6-1】镁与盐酸反应时温度的变化 反应物的总能量大于生成物的总能量，反应放热。此时反应物的键能之和小于生成物键能之和。
P33：【实验6-2】Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应时温度的变化 Ba(OH)2·8H2O和NH4Cl反应为典型的吸热反应。
P33：放热反应、吸热反应
P33：化学键的断裂与形成是化学反应中能量变化的主要原因
P36：【实验6-3】原电池实验 图6-7原电池原理示意图
P37：原电池 在原电池中，电子流出的一极是负极，电子流入的一极是正极
P37：探究——简易电池的设计与制作
P38：图6-10 锌锰干电池构造示意图、铅酸蓄电池 一次电池，放电之后不能再充电的电池。充电电池又称二次电池。
P39：科学技术社会——发展中的燃料电池
P41：T7
P43：化学反应速率
P43：探究——影响化学反应速率的因素
P45：方法导引——变量控制
P45：影响化学反应速率的因素：浓度、温度、压强、催化剂和固体表面积等
P47：化学平衡
P47：转化率：已被转化的反应物的物质的量与其初始的物质的量之比
P48：科学史话——炼铁高炉尾气之谜 科学史话中，增加高炉的高度，尾气中CO的比例没有变，因为C+CO2≒2CO为可逆反应。
P51：T11、T12
P54：T5、T6
P55：T9、T11
P56：实验活动6 化学能转化成电能
P57：实验活动7 化学反应速率的影响因素
《第六章 化学反应与能量》重点知识总结
一、化学反应中的能量变化
1.放热反应：释放热量的化学反应。
2.吸热反应：吸收热量的化学反应。
注：有热量放出未必是放热反应，吸收能量也未必是吸热反应，因为放热反应和吸热反应必须是化学变化。
3.吸热反应、放热反应的判定
①如图，
E1＞E2，新化学键的形成所释放的能量小于破坏旧化学键所吸收的能量，该反应就是吸热反应；
E1＜E2，新化学键的形成所释放的能量大于破坏旧化学键所吸收的能量，该反应就是放热反应。
如
反应物断键吸收的能量＜生成物成键释放的能量，说明该反应为放热反应。
即遵循能量守恒定律，反应物的总能量=生成物总能量+热量（放热反应），反应物总能量=生成物总能量－热量（吸热反应）。
注：①物质本身所具有的能量越低，说明其结构越稳定，热稳定性强，断裂其化学键所吸收的能量就越高，而形成其化学键所释放的能量也越多。
②反应的条件与反应的热效应没有必然的联系，每一个反应都有特定的条件，需要点燃或加热的反应不一定是吸热反应。例如燃烧都是放热反应，但是反应要达到着火点。
4.常见的放热反应：
①所有的燃烧反应；
②大多数的化合反应（注：CO2+C2CO为吸热反应）；
③酸碱中和反应；
④金属与酸或水的反应；
⑤缓慢的氧化反应；
⑥其他，如：CaCO3+2HCl=CaCl2+CO2↑+H2O；CaO+H2O=Ca(OH)2；2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑；2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2；2Al+ Fe2O32Fe+Al2O3（铝热反应）
5.常见的吸热反应：
①大多数的分解反应；
②铵盐与碱的反应，如Ba(OH)2·8H2O或Ca(OH)2与NH4Cl反应：Ba(OH)2·8H2O+2NH4Cl==2NH3↑+BaCl2+10H2O；
③以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应，如CO2+C2CO；C+H2O(g)CO+H2；3Fe+4H2O(g)Fe3O4+4H2
④需要持续加热的反应
二、化学键与化学反应中能量变化的关系
5.化学反应实质：化学反应的过程就是反应物分子中的原子重新组合成生成物分子的过程，也就是反应物分子中化学键断裂和生成物分子中化学键形成的过程。
6.化学反应特征：①物质变化：有新物质生成，遵循质量守恒定律；②能量变化：释放或吸收能量，遵循能量守恒定律。
7.体系与环境中能量变化同时进行。
8、化学反应中能量变化的原因
（1）断开化学键吸收能量
例：1molH2中含有1molH—H键，常温常压下断开1molH—H键，需要吸收436kJ的热量。
（2）形成化学键放出能量
由2molH原子生成1molH2，有1molH—H键生成，生成过程中向外界释放436kJ的热量。
注：形成1molH—H键释放的能量与断开1molH—H键吸收的能量相等。
【解读】任何化学反应都要经历旧化学键断裂和新化学键形成的过程，因此，任何化学反应都伴随着能量的变化。在化学反应中，从反应物分子改变为生成物分子，各原子内部并没有多少变化，但原子间的结合方式发生了改变。在这个过程中，反应物分子中的化学键部分或全部遭到破坏，生成物分子中的新化学键形成了，在破坏旧化学键时，需要能量来克服原子间的相互作用，在形成新化学键时，由于原子间的相互作用而放出能量。因此说化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。
9、决定化学反应中能量变化的因素及反应能量变化的判定
（1）决定因素
①化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。如下图所示：
反应物的总能量＜生成物的总能量，反应吸收能量（图1）；
反应物的总能量＞生成物的总能量，反应放出能量（图2）。
②旧键断裂所吸收的能量与新键的形成所释放的能量的相对大小决定了一个化学反应中能量变化
当E1＞E2，反应吸收热量； 当E1＜E2，反应放出热量。
（2）反应能量变化的判定——吸热反应、放热反应的判定，如图，
①E1＞E2，新化学键的形成所释放的能量小于破坏旧化学键所吸收的能量，该反应就是吸热反应；
②E1＜E2，新化学键的形成所释放的能量大于破坏旧化学键所吸收的能量，该反应就是放热反应。
如
反应物断键吸收的能量＜生成物成键释放的能量，说明该反应为放热反应。即遵循能量守恒定律，反应物的总能量=生成物总能量+热量（放热反应），反应物总能量=生成物总能量－热量（吸热反应）。
【解读】①物质本身所具有的能量越低，说明其结构越稳定，热稳定性强，断裂其化学键所吸收的能量就越高，而形成其化学键所释放的能量也越多。
②反应的条件与反应的热效应没有必然的联系，每一个反应都有特定的条件，需要点燃或加热的反应不一定是吸热反应。例如燃烧都是放热反应，但是要达到着火点。
10、理解反应历程与反应热的关系
图示
意义 a表示正反应的活化能；b表示逆反应的活化能。c表示该反应的反应热。
ΔH 图1：ΔH＝(a－b) kJ·mol－1＝－c kJ·mol－1，表示放热反应 图2：ΔH＝(a－b) kJ·mol－1＝+c kJ·mol－1，表示吸热反应
三、人类对能源的利用
11、人类对化学反应中热能的利用——燃烧
（1）发现：始于炎的发现；
（2）早期利用——柴草时期：以树枝和杂草为主要能源；
（3）近代利用——化石能源时期：以煤、石油、天然气为主要能源；
（4）现代利用——多能源结构时期。
12、能源的分类
凡是能够提供某种形式能量的物质或是物质的运动，统称为能源。它是人类取得能量的来源，包括已开采出来的可供使用的自然资源和经过加工或转移的能量的来源，尚未开采出的能量资源不列入能源的范畴，只能是能源资源。能源的分类方法有多种：
（1）一次能源与二次能源
从自然界直接取得的天然能源叫一次能源，如原煤、原油、流过水坝的水等；一次能源经过加工转换后获得的能源称为二次能源，如各种石油制品、蒸气、煤气、电力、氢能等。
（2）常规能源与新能源
在一定历史时期和科学技术水平下，已被人们广泛使用的能源称为常规能源，如煤、石油、天然气、水能等；随着科技的不断发展，才开始被人类采用先进的方法加以利用的古老能源以及新发现的利用先进技术所获得的能源都是新能源，如核能、风能、太阳能、海洋能等。
（3）可再生能源与非再生能源
①可连续再生、永久利用的一次能源称为可再生能源，如水力、风能等；
②经过亿万年形成的、短期内无法恢复的能源，称为非再生能源，如石油、煤、天然气等。
13、新能源
（1）概念：是指以新技术为基础，系统开发利用的能源，包括太阳能、生物质能、风能、海洋能、地热能等。
（2）太阳能的利用
植物的光合作用是大自然“利用”太阳能极为成功的范例。在人工利用太阳能方面，例如模拟生物体储存太阳能、利用太阳能电池把太阳能直接转化为电能、利用太阳能直接分解水，使太阳能转化为氢能等方面的研究，都取得了一些可喜的成绩。
（3）氢能的利用
氢能是人类最理想的能源，氢能主要用作高能燃料，广泛应用于飞机、汽车、燃料电池等其他需要热能或其他形式的能量的设备中。
（4）生物质能
新能源中一种无限的可再生性的能源是生物质能。它是自然界中各种绿色植物通过光合作用，将太阳能转换为化学能而固定下来的，储存在植物体内的一种自然资源能。
14、解决能源问题的措施
①提高能源的利用效率：a.改善开采、运输、加工等各个环节；b.科学控制燃烧反应，使燃料充分燃烧。
②开发新能源：开发资源丰富、可以再生、没有污染或污染很小的新能源。
四、认识火力发电
15.火力发电的原理：通过化石燃料燃烧，使化学能转化为热能，加热水使之汽化为蒸汽以推动蒸汽轮机，带动发电机发电。是化学能间接转化为电能。
16.能量转化过程：
17.火力发电的弊端
①化石燃料属于不可再生能源，用化石燃料发电会造成能源的浪费。
②火力发电的过程中，能量经过多次转化，利用率低，能量损失大。
③化石燃料燃烧会产生大量的有害物质（如S02、C0、N0x、粉尘等)，污染环境。
五、原电池工作原理
18．原电池的概念
原电池是把化学能转化为电能的装置；原电池的反应一般是氧化还原反应。
19、原电池的组成条件
（1）一看反应：看是否有能自发进行的氧化还原反应发生(一般是活泼性强的金属与电解质溶液反应)。
（2）二看两电极：一般是活泼性不同的两电极，提供两个活泼性不同的电极，分别作负极和正极。
【解读】a、负极：活泼性强的金属，该金属失电子，发生氧化反应。
b、正极：活泼性弱的金属或非金属(常用碳棒、石墨)，该电极上得电子，发生还原反应。
c、得失电子的反应为电极反应，上述原电池中的电极反应为：
负极：Zn－2e－＝Zn2+ 正极：2H＋＋2e－＝H2↑，总反应：Zn＋H2SO4＝ZnSO4＋H2↑
（3）三看是否形成闭合回路，形成闭合回路需三个条件：
①电解质溶液；
②两电极直接或间接接触；
③两电极插入电解质溶液中。
【解读】电源内部电解质溶液中，阳离子移动的方向即是电流的方向，所以阳离子向正极移动，阴离子向负极移动。
20、原电池的工作原理
（1）反应原理（以锌铜原电池为例）
①电子移动方向：锌失电子逐渐溶解变成Zn2＋进入溶液，电子从负极经导线流入正极，即电子不下水。
②离子移动方向：阴离子向负极移动(如SO)，阳离子向正极移动(如Zn2＋和H＋，溶液中H＋在正极上得电子形成氢气在铜片上冒出)，即离子不上岸。
③电流方向：正极→导线→负极→电解质溶液→正极。
④两极电极反应式
负极(锌极)：Zn－2e－===Zn2＋(氧化反应)。
正极(铜极)：2H＋＋2e－===H2(还原反应)。
总反应：Zn＋2H＋===Zn2＋＋H2↑。
（2）原电池的正、负极的判断方法
①根据电极材料：较活泼的金属为负极，活泼性较弱的金属或能导电的非金属为正极。
② 根据电流方向或电子流动方向：电流是由正极流向负极的，电子是由负极流向正极的。
③根据离子移动方向：阳离子移向正极，阴离子移向负极。
④根据电极反应类型：发生氧化反应的为负极，发生还原反应的为正极。
⑤根据电极上反应现象：如电极粗细的变化、质量的变化、是否有气泡产生等。
【解读】在判断电流方向时，要注意电源的内电路和外电路的电流方向的不同：在电源的外电路电流由正极流向负极，在电源的内电路电流由负极流向正极。
（3）“三步”突破原电池电极反应式的书写：
第一步：分析氧化还原反应：根据氧化还原反应，分析元素化合价的升降，确定正负极反应物质及电子得失数目，需遵循三大守恒（电子得失守恒、质量守恒、电荷守恒）。
第二步：注意电解质溶液环境：分析电解质溶液的酸碱性及离子参加反应的情况，确定电极反应，写出电极反应式，例如在氢氧燃料电池的电极反应书写中，在碱性环境中O2得电子后的产物写OH-比写H2O更合适，在传导O2-的固体电解质中，O2得电子后的产物写O2-比写OH-更合适。
第三步：合并正、负电极反应：调整两极反应式中得失电子数目相等并叠加，消去电子，得出总反应式。
六、原电池原理的应用
21.制作化学电源。
人们利用原电池原理，将化学能直接转化为电能，制作了多种电池，如干电池、蓄电池、充电电池、高能燃料电池等，以满足不同的需要。
从理论上说，任何一个自发的氧化还原反应都可以设计成原电池制作化学电源。
①拆分反应：将自发的氧化还原反应分成两个半反应。
②选择电极材料：将还原剂（一般为比较活泼的金属）作负极，活泼性比负极弱的金属或非金属导体作正极。如果还原剂不是金属而是其它还原性物质，可选择惰性电极——石墨棒、铂片作负极。
③构成闭合回路：电解质溶液一般要能够与负极发生反应，或者电解质溶液中溶解的其他物质能与负极发生反应(如溶解于溶液中的空气)。如果两个半反应分别在两个容器进行（中间连接盐桥），则两个容器中的电解质溶液应含有与电极材料相同的金属的阳离子。
④画装置图：结合要求及反应特点，画出原电池装置图，标出电极材料名称、正负极、电解质溶液等。
22.比较金属的活动性。
原电池中，一般活动性强的金属为负极，活动性弱的金属为正极。例如，有两种金属A和B，用导线连接后插入到稀硫酸中，观察到A极溶解，B极上有气泡产生，由原电池原理可知，A为负极，B为正极，金属活动性A＞B。
23.加快氧化还原反应速率。
实验室用Zn和稀H2SO4（或稀HCl）反应制H2，常用粗锌，它产生H2的速率快，原因是粗锌中的杂质和锌、稀H2SO4的溶液形成原电池，加快了锌的腐蚀，使产生H2的速率加快。如果用纯锌，可以在稀H2SO4溶液中加入少量的CuSO4溶液，也同样会加快产生H2的速率，原因是Cu2++Zn=Cu+Zn2+，生成的Cu和Zn在稀H2SO4溶液中形成原电池，加快了锌的腐蚀，产生H2的速率加快。
注：原电池为什么能加快化学反应速率？
以Fe与稀H2SO4溶液的反应为例说明。如下图所示：
甲中，Fe失去e－，变为Fe2+，Fe2+进入溶液，排斥了Fe片周围的H+，H+欲得电子须突破Fe2+形成的屏障，因而受到阻碍。乙中，Fe失去e－，e－转移到Cu片上，Cu片一侧没有Fe2+屏障，H+得e－不受阻碍，故其化学反应速率较快。
24.金属防腐蚀：使被保护的金属制品作原电池正极而得到保护。如要保护一个铁质的输水管道或钢铁桥梁等，可用导线将其与一块锌块相连，使锌作原电池的负极。
七、常见的化学电池
25.实用电池应具有的特点：
能产生稳定且具有较高电压的电流；安全、耐用且便于携带；能够适用于特殊用途；便于回收处理，不污染环境或对环境产生的影响较小。
26.一次电池——干电池
（1）特点：电池放电后不能充电(内部的氧化还原反应无法逆向进行)，如锌锰干电池属于一次电池。
（2）锌锰干电池的构造如图所示。
①锌筒为负极，电极反应是Zn－2e－===Zn2＋。
②石墨棒为正极，最终被还原的物质是二氧化锰：正极：2NH4+＋2e－＝2NH3＋H2，H2＋2MnO2＝Mn2O3＋H2O
正极产生的NH3又和ZnCl2作用：Zn2+＋4NH3＝［Zn(NH3)4］2+
③NH4Cl糊的作用是作电解质溶液，淀粉糊的作用：提高阴、阳离子在两个电极间的迁移速度。。
④电池总反应式为：2Zn＋4NH4Cl＋4MnO2＝［Zn(NH3)4］Cl2＋ZnCl2＋2Mn2O3＋2H2O
⑤干电池的电压通常约为1.5V，携带方便，但放完电后不能再用，污染较严重。
27．二次电池(充电电池)
（1）特点：二次电池在放电时所进行的氧化还原反应，在充电时可以逆向进行，使电池恢复到放电前的状态。
（2）能量转化：化学能电能
（3）常见的充电电池：铅酸蓄电池、镍氢电池、锂离子电池。
①铅蓄电池
铅蓄电池是用硬橡胶或透明塑料制成长方形外壳，在正极板上附着一层棕褐色PbO2，负极板上是海绵状金属铅，两极均浸在密度为1.28g·cm-3、浓度为30%的硫酸溶液中，且两极间用微孔橡胶或微孔塑料隔开。
放电电极反应：
负极：Pb(s)+SO42－(aq)－2e－＝PbSO4(s)；
正极：PbO2(s)+4H+(aq)+SO42－(aq)+2e－＝PbSO4(s)+2H2O(l)
充电电极反应：
阳极：PbSO4(s)+2H2O(l)－2e－=PbO2(s)+4H+(aq)+SO42－(aq)；
阴极：PbSO4(s)+2e－=Pb(s)+SO42－(aq)
电池总反应式：
Pb (s)+ PbO2(s) +2H2SO4(aq)2PbSO4(s) +2H2O(l)
铅蓄电池的优点：电动势高，电压稳定，使用范围宽，原料丰富，价格便宜。
铅蓄电池的缺点：笨重，防震性差，易溢出酸液，维护不便，携带不便等。
②银锌蓄电池
银锌蓄电池是形似干电池的充电电池，其负极为锌，正极为附着Ag2O的银，电解液为40%的KOH溶液。电极反应：
放电电极反应：
负极：Zn-2e－+2OH-＝Zn(OH)2
正极：Ag2O+2e－+ H2O＝2Ag +2OH-
充电电极反应：
阳极：2Ag +2OH-－2e－= Ag2O+ H2O；
阴极：Zn(OH)2+2e－= Zn+2OH-
电池总反应式：
Zn + Ag2O + H2OZn(OH)2+2Ag
③锂电池
元素周期表中IA族的锂（Li）——最轻的金属，也是活动性极强的金属，是制造电池的理想物质。锂电池是新一代可充电的绿色电池，已成为笔记本电脑、移动电话、数码相机、摄像机等低功耗电器的主流电源。
电极反应为：
负极：Li－e- ＝Li＋
正极：MnO2＋Li＋ ＋e- ＝LiMnO2
总反应：Li＋MnO2LiMnO2
28．燃料电池
（1）特点：
①反应物储存在电池外部；
②能量转换效率高、清洁、安全；
③供电量易于调节。
（2）燃料电池常用的燃料有：氢气、甲烷、乙醇等；常用氧化剂：氧气。
①氢氧燃料电池：氢氧燃料电池是一种高效低污染的新型电池，主要用于航天领域。它的电极材料一般为惰性电极，但具有很强的催化活性，如铂电极、活性炭电极等。电解质溶液为40%的KOH溶液。电极反应式为：
负极：2H2＋4OH－＝4H2O＋4e－，正极：O2＋2H2O＋4e－＝4OH－
电池的总反应式为：2H2＋O2＝2H2O
②甲烷氧燃料电池：该电池用金属铂片插入KOH溶液中作电极，又在两极上分别通甲烷和氧气。电极反应式为：
负极：CH4＋10OH－＝CO32－＋7H2O＋8e－，正极：2O2＋4H2O＋8e－＝8OH－
电池总反应式：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O
【解读】a.燃料燃烧是一种剧烈的氧化还原反应，可以利用原电池的工作原理将燃料和氧化剂（如O2）反应所放出的热能直接转变为电能。
b.燃料电池是一种高效、环境友好的发电装置。
c.燃料电池如果以氢气为燃料时，产物为水；以甲烷为燃料时，产物为水和二氧化碳，
d.燃料电池与干电池和蓄电池的主要差别在于反应物不是储存在电池内部，而是用外加的设备，源源不断地提供燃料和氧化剂，使反应能连续进行。
（4）海水电池：1991年，我国首创以铝－空气－海水为能源的新型电池，用作航海标志灯的电源。该电池以取之不尽的海水为电解质，靠空气中的氧气使铝不断氧化而产生电流。电极反应式为：
负极：4Al＝4Al3＋＋12e－
正极：3O2＋6H2O＋12e－＝12OH－
这种海水电池的能量比干电池高20～50倍。
（5）发展中的化学电源：当今发展新型化学电源，不仅要在其高比能量、高比容量、长寿命方面取得长足的进步，而且更重要的是向“绿色电池”方向发展。除了前面介绍的锂电池、燃料电池外，还有可充式镍氢电池，它的化学成分主要由镍和稀土组成，不含汞，无污染，是“绿色电池”的佼佼者。它可连续充放电500次，每次充放电成本低，而且减少了对环境的汞污染。
八、化学反应速率及其表示方法
30、化学反应速率的概念：化学反应速率就是化学反应进行的快慢程度的物理量。化学反应正方向（从左向右）进行的反应速率称为正反应速率；化学反应逆方向（从右向左）进行的反应速率称为逆反应速率。
31、化学反应速率表示方法
（1）定性描述：根据化学反应的实验现象进行描述，能用来表示速率快慢的实验现象有①冒气泡快慢②颜色变化快慢③固体物质的减少快慢④出现浑浊的快慢⑤温度变化快慢，如钠、钾与水的反应，前者剧烈反应，能快速放出气泡，后者剧烈反应不但能快速放出气泡还会发生爆炸，显然钾与水反应的速率快。
（2）定量表示：
①表示方法：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示。
②化学反应速率表达式
若浓度用物质的量浓度（c）来表示，单位为mol/L；时间用t来表示，单位为秒（s）或分（min）或小时（h），则化学反应速率的数学表达式为：v＝或v＝，v(A)：物质A的化学反应速率， c(A)：反应物（或生成物）A的浓度变化量， t：浓度变化的时间。
③单位：mol/(L·s) 或 mol/(L·min) 或 mol/(L·h)。
32.化学反应速率与化学计量数的关系
同一反应在同一时间内，用不同物质来表示的反应速率可能不同，但表示的意义相同（即快慢程度相同），且反应速率的数值之比等于这些物质在化学方程式中的化学计量数之比。
如在反应aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)中，存在v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝a∶b∶c∶d
【特别提醒】（1）化学反应速率是指某时间段内的平均反应速率，而不是某时刻的瞬时速率。
（2）化学反应速率可用来衡量化学反应进行的快慢，均为正值。
（3）因为纯固体、纯液体的浓度视为定值，所以该表达式只适用于有气态物质参加或溶液中的反应，虽然不能用固体的浓度变化表示反应速率，但可以用单位时间固体质量的变化量来表示反应速率的快慢。
（4）同一反应选用不同物质浓度的改变量表示速率，数值可能不同，但表示的意义相同。因此，表示化学反应的速率时，必须说明是用反应物或生成物中的哪种物质做标准。
十、影响化学反应速率的因素
33．影响化学反应速率的内因（主要因素，研究对象为不同的反应）
化学反应的速率是由反应物的性质决定的，即由反应物的分子结构或原子结构决定的，如相同条件下Mg、Al与稀盐酸反应的速率大小关系为Mg＞Al。
34.影响化学反应速率的外因（次要因素，研究对象为同一反应）
（1）浓度：其他条件不变时，增大反应物浓度，可以增大化学反应速率；减小反应物浓度，可以减小化学反应速率。
【特别提醒】此规律只适用于气体反应或溶液中的反应，对于固体或纯液体反应物，一般情况下其浓度是常数，因此改变它们的量不会改变化学反应速率，但改变固体物质的表面积会影响化学反应速率。
（2）压强：对于有气体参加的化学反应，若其他条件不变，增大压强，反应速率加快；减小压强，反应速率减慢。若参加反应的物质为固体或液体（溶液），由于压强的变化对它们的浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。对于有气体参加的可逆反应，增大压强，正反应速率、逆反应速率都增大；减小压强，正反应速率、逆反应速率都减小。
【特别提醒】对于气体反应体系，有以下几种情况：
①恒温时：增加压强体积减小浓度增大反应速率加快
②恒容时：充入气体反应物总压增大浓度增大反应速率加快
充入稀有气体总压增大，但各分压不变，即各物质的浓度不变，反应速率不变
③恒压时：充入稀有气体体积增大各反应物浓度减小反应速率减慢
总之，压强改变，若引起浓度改变，则速率改变。
（3）温度：其他条件不变时，升高温度，可以增大反应速率，降低温度可以减慢反应速率。实验测得，温度每升高10℃，化学反应速率通常增大到原来的2～4倍。温度对吸热反应、放热反应都适用。
（4）催化剂：催化剂能改变化学反应速率，但不能使本不发生的反应成为可能。可以提高反应速率的催化剂称为正催化剂，可以减缓反应速率的催化剂称为负催化剂。大多数的化工生产中，都有使用催化剂，而催化剂具有高度的选择性（专一性）。
【特别提醒】①没有特别说明，催化剂均指正催化剂。②注意催化剂中毒的问题及催化剂活性与温度的关系。③催化剂要参与反应，但在整个反应结束后化学性质和质量没有发生变化。
（5）其他因素：光、超声波、反应物颗粒大小、扩散速度、溶剂等。
【归纳总结】
【特别提醒】（1）压强对反应速率的影响是通过改变浓度来实现的，浓度不变，速率不变。
（2）温度改变，化学反应速率一定改变。
（3）不特别指明，催化剂一般是加快化学反应速率。
（4）固体反应物量的增减，不能改变化学反应速率，固体的表面积改变才能改变化学反应速率。
十一、可逆反应
35.可逆反应的概念：同一条件下既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的化学反应。
36.表示方法：可逆反应在写化学方程式时不用“”而用“”。如工业制硫酸时，SO2与O2的反应是可逆反应，化学方程式为2SO2+O22SO3。
37.可逆反应的特点：
①双向：向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行。
②双同：由正反应和逆反应2个反应组成，分别用v(正)和v(逆)来衡量各自反应进行的快慢，并同时进行。
③共存：反应不能进行到底，反应物和生成物同时存在。
④相反：正反应和逆反应的热效应相反。
⑤限度：若条件保持一定，最终都会建立一个化学平衡状态，即可逆反应在一定条件下有限度，任一组分的转化率都小于100%，即不能全部转化，。
十二、化学反应的限度
38.化学平衡状态的建立：
（1）对于只加入反应物从正向建立的平衡：
浓度 速率
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